Soluzioni Tampone

Soluzioni tampone

• non subiscono consistenti variazioni del proprio pH anche dopo l'aggiunta di piccole quantità di acidi o basi • importanza pratica in laboratorio

• rilevanza biologica • acido debole in presenza di un suo sale • base debole in presenza di un suo sale

Consideriamo una soluzione contenente un generico acido debole HA ed il suo sale di potassio KA

l'acido debole è presente in soluzione quasi totalmente non dissociato il suo equilibrio fortemente spostato verso sinistra

+ −

←

+

HA

H

A

il sale dell'acido è invece completamente dissociato

KA

→

K

+

+

A

−

la presenza degli ioni A-_{prodotti dalla dissociazione del sale sposta verso sinistra l’equilibrio dell’acido debole}

indichiamo con M_sale la concentrazione iniziale del sale

=

 

 

− sale

M

A

indichiamo con X la quantità di HA che si dissocia in x ioni H+ _{e x ioni A}

-iniziale d'equilibrio

[HA] Macido Macido - X

[H+] 0 X [A-_{] Msale Msale + X}

HA

←

H

+

+

A

−

KA

→

K

+

+

A

− e in funzione della k_a

(

)

(

sale

)

a acido

A

H

M

X

X

k

HA

M

X

− +            

⋅

+

⋅

=

=

−

• l'acido è debole la concentrazione all’equilibrio degli ioni H+_{è molto piccola}

• [H+_{] trascurabile rispetto alle concentrazioni iniziali dell'acido (M}

acido) e del sale (Msale)

[ ] [ ]

[ ]

acido sale a

M

X

M

HA

H

A

k

=

⋅

=

⋅

+ −

(

)

(

sale

)

a acido

A

H

M

X

X

k

HA

M

X

− +            

⋅

+

⋅

=

=

−

da cui

[ ]

sale acido

M

M

Ka

H

X

=

+

=

⋅

passando ai logaritmi

[ ]

sale acido sale acido

M

M

pK

M

M

Ka

H

pH

=

−

log

₁₀ +

=

−

log

₁₀

⋅

=

−

log

₁₀ equazione di Henderson-Hasselbach

L’acido fluoridrico ha ka = 3.53.10-4_{. Si prepara una soluzione 10}-2_{mol/l di acido fluoridrico e 10}-1_{mol/l di fluoruro di sodio. Calcolare il pH}

della soluzione 2 1

10

log

3.45 log

4.45

10

− −

=

−

acido

=

−

=

sale

M

pH

pK

M

• se invece la soluzione tampone fosse ottenuta mescolando una base debole con un suo sale

[

]

sale base b

M

M

K

OH

−

=

⋅

[

]

sale base sale base b

M

M

pK

M

M

K

OH

• l'efficienza di una soluzione tampone può essere definita sulla base della diversa capacità di mantenere più o meno inalterato il pH a fronte di un'aggiunta di una medesima quantità di acido o base forte

• sono più efficienti le soluzioni tampone che riescono a far variare il pH in misura minore

• l'efficienza di una soluzione tampone cresce al crescere della sua concentrazione complessiva

• a parità di concentrazione totale è più efficiente la soluzione tampone che presenta un rapporto tra la concentrazione dell'acido e quella del sale più vicino all'unità

• l'efficienza massima si ottiene quando M_acido/M_sale = 1

• la soluzione risulta tamponata ad un pH = pK

10

log

acido sale

M

pH

pK

M

=

−

Meccanismo d'azione di una soluzione tampone (sistema acido debole e suo sale)

• presenza contemporanea di una elevata concentrazione di acido debole e del suo anione (prodotto dalla dissociazione del sale) • se fosse presente solo l'acido debole la concentrazione del suo anione sarebbe molto bassa in quanto l'acido è poco dissociato

• aggiungiamo alla soluzione un acido forte

• gli ioni H+ _{prodotti dalla sua completa dissociazione tendono a combinarsi con gli}

ioni A-_{della soluzione tampone per dare l'acido debole indissociato HA}

• aggiungiamo alla soluzione una base forte

• gli ioni OH-_{prodotti dalla sua completa dissociazione si uniscono agli ioni H}+ _prodotti

dall'acido debole per dare acqua

• man mano che gli ioni H+_{vengono sottratti all'equilibrio dell'acido debole, quest'ultimo, per}

il principio di Le Chatelier, si dissocia ulteriormente fornendo altri ioni H+ _{che vanno a}

OH-Date due soluzioni in cui

• M_sale = M_acido= 0.4 mol/l • M_sale = M_acido= 0.8 mol/l

valutare l’effetto sul pH delle due soluzioni dovuto all’aggiunta di 0.2 mol/l di un acido forte

• entrambe le soluzioni sono tamponate ad un pH = pK in quanto M_acido/M_sale = 1 • l'acido forte è completamente dissociato e libera pertanto 0.2 mol/l di ioni H+

• 0.2 mol/l di ioni H+_{si riassociano con altrettante moli di anione per ridare l'acido debole}

debole

H

A

←

H

+

+

A

−

KA

→

K

+

+

A

− all'equilibrio

• la concentrazione dell'acido debole (M_acido) sarà aumentata di 0.2 mol/l • la concentrazione dell'anione (M_sale) sarà diminuita di 0.2 mol/l

iniziale d'equilibrio

[HA] Macido Macido + X

[H+] 0 X

iniziale d'equilibrio

[HA] Macido Macido + X

[H+] 0 X

[A-] Msale Msale - X

per il 1° tampone

0.4 0.2

log

log

0.48

0.4 0.2

acido sale

M

pH

pK

pK

pK

M

+

=

−

=

−

=

−

−

per il 2° tampone

0.8 0.2

log

log

0.22

0.8 0.2

acido sale

M

pH

pK

pK

pK

M

+

=

−

=

−

=

−

−

1° tampone ∆pH = 0.48 unità 2° tampone ∆pH = 0.22 unita

Sia la costante di dissociazione di un generico acido debole ka = 10-5_{. Una soluzione tampone (A) ha concentrazioni Msale = Macido =}

0.8 mol/l.

Un’altra soluzione tampone (B) Macido = 1.2 mol/l e Msale = 0.4 mol/l. Si aggiungono ad entrambe le soluzioni 0.2 mol/l di un acido forte. Calcolare le relative variazioni percentuali di pH.

per il 1° tampone

inizialmente

5

0.8

log

log10

log

5

0.8

acido sale

M

pH

pK

M

−

=

−

= −

−

=

dopo l’aggiunta di 0.2 mol/l di acido forte

5

0.8 0.2

log

log10

log

4.78

0.8 0.2

acido sale

M

pH

pK

M

−

+

=

−

= −

−

=

−

5 4.78

0.22

0.044 4.4%

5

5

−

₌

₌

₌

per il 2° tampone

inizialmente

5

1.2

log

log10

log

4.52

0.4

acido sale

M

pH

pK

M

−

=

−

=

−

=

dopo l’aggiunta di 0.2 mol/l di acido forte

5

1.2 0.2

log

log10

log

4.15

0.4 0.2

acido sale

M

pH

pK

M

−

+

=

−

=

−

=

−

4.52 4.15

0.37

0.081 8.1%

4.52

4.52

−

₌

₌

₌