Soluzione tampone

Titolazione simulata di una soluzione acidificata di un acido debole (p K a = 4,7) con alcali

Si definisce una soluzione tampone una soluzione che si oppone alla variazione del pH per aggiunte moderate di acidi o basi.

Si tratta generalmente di soluzioni

• di un acido debole e il suo sale formato con una base forte (per esempio il sistema acido acetico - acetato di sodio) o, viceversa,
• di una base debole e il suo sale formato con un acido forte (per esempio il sistema ammoniaca - cloruro d'ammonio) o ancora
• di un sale, di una base debole e di un acido debole

Le soluzioni tampone sono ampiamente impiegate in chimica analitica e in quei processi dove è utile o necessario stabilizzare il pH su un valore desiderato. Caratteristica di questo genere di soluzioni è il potere tamponante, definito comunemente come la quantità di acido o base forte da aggiungere a una soluzione tampone per ottenere una variazione di pH unitaria.

Il pH delle soluzioni tampone

Acido debole e suo sale

L'acido debole HA è poco dissociato; l'equilibrio di dissociazione è

${\ce {HA + H2O <=> H3O+ + A-}}$

cui corrisponde la costante di dissociazione acida

$K_{a}=\mathrm {\frac {[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}}$

il sale MA è invece completamente dissociato

${\ce {MA -> M+ + A-}}$

l'anione A^- prodotto dal sale fa quindi ulteriormente retrocedere la dissociazione dell'acido debole. Si possono quindi approssimare la concentrazione all'equilibrio dell'acido HA con il suo valore nominale $C_{a}$ e la concentrazione all'equilibrio dell'anione dissociato con quella nominale del sale $C_{s}$; l'espressione della costante di dissociazione può quindi essere riscritta come

$K_{a}={\frac {\mathrm {[H_{3}O^{+}]} C_{s}}{C_{a}}}$

da cui si ottiene che

$\mathrm {[H_{3}O^{+}]} =K_{a}{\frac {C_{a}}{C_{s}}}$

e quindi

$\mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{a}+\log {C_{s}}-\log {C_{a}}\;$

$\mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{a}+\log \left({\frac {C_{s}}{C_{a}}}\right)$

quando $C_{a}$ e $C_{s}$ coincidono, il pH della soluzione coincide con il pK_a dell'acido debole.

Base debole e suo sale

La base debole MOH è poco dissociata; l'equilibrio di dissociazione è

${\ce {MOH <=> M+ + OH-}}$

cui corrisponde la costante di dissociazione basica

$K_{b}=\mathrm {\frac {[M^{+}][OH^{-}]}{[MOH]}}$

il sale MA è invece completamente dissociato

${\ce {MA -> M+ + A-}}$

il catione M⁺ prodotto dal sale fa quindi ulteriormente retrocedere la dissociazione della base debole. Si possono quindi approssimare la concentrazione all'equilibrio della base MOH con il suo valore nominale $C_{b}$ e la concentrazione all'equilibrio del catione dissociato con quella nominale del sale $C_{s}$; l'espressione della costante di dissociazione può quindi essere riscritta come:

$K_{b}={\frac {\mathrm {[OH^{-}]} C_{s}}{C_{b}}}$

da cui si ottiene che

$\mathrm {[OH^{-}]} =K_{b}{\frac {C_{b}}{C_{s}}}\;$

e quindi

${\text{pOH}}=\mathrm {p} K_{b}+\log {C_{s}}-\log {C_{b}}\;$

${\text{pH}}=14-\mathrm {p} K_{b}-\log {C_{s}}+\log {C_{b}}\;$

quando $C_{b}$ e $C_{s}$ coincidono, il pH della soluzione coincide con il complemento a 14 del pK_b della base debole.

Confronto tra soluzione tamponata e non tamponata

Per aggiunta di 0,01 mol/l di un acido forte (per esempio, acido cloridrico) in acqua distillata il pH passa da 7 a 2. Un salto di 5 unità che corrisponde a un aumento di 100.000 volte della concentrazione di ioni H⁺ liberi.

Per aggiunta della stessa quantità di acido forte a una soluzione tampone contenente 0,1 mol/l di acido acetico e 0,1 mol/l di acetato di sodio il pH passa da 4,75 a 4,65. Un salto di sole 0,1 unità.

Sistemi tampone di uso comune

• Acido acetico - acetato di sodio
• Idrossido di ammonio - cloruro d'ammonio
• Acetato d'ammonio
• Carbonato d'ammonio
• Bicarbonato di sodio
• Bicarbonato di sodio - carbonato di sodio
• Tricina
• HEPES

Illustrazione di una soluzione tampone: acetato di sodio/acido acetico

La costante di dissociazione acida per l'acido acetico è data dall'equazione

$K_{a}=\mathrm {\frac {[H^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}}$

Dato che l'equilibrio coinvolge solamente un acido debole e una base, si può presumere che la ionizzazione dell'acido acetico e l'idrolisi dello ione acetato siano trascurabili. In un tampone con una uguale quantità di acido acetico e acetato di sodio, l'equazione di equilibrio si semplifica in

$K_{a}=\mathrm {[H^{+}]}$,

e il pH del tampone, allo stesso modo, è il pK_a.

Per determinare l'effetto di addizione di un acido forte come HCl, la seguente formula matematica fornisce il nuovo pH. Dato che HCl è un acido forte, si ionizza completamente nella soluzione. Questo incrementa la concentrazione di H⁺ nella soluzione, che neutralizza poi l'acetato seguendo questa equazione:

$\mathrm {CH_{3}COO_{(aq)}^{-}+H_{(aq)}^{+}\to CH_{3}COOH_{(aq)}}$

Gli ioni idrogeno consumati cambiano il numero effettivo di moli di acido acetico e degli ioni acetato:

$\mathrm {moli\ di\ CH_{3}COO^{-}=moli\ iniziali\ di\ CH_{3}COO^{-}-moli\ iniziali\ di\ HCl}$

$\mathrm {moli\ di\ CH_{3}COOH=moli\ iniziali\ di\ CH_{3}COOH+moli\ iniziali\ di\ HCl}$

Dopo aver considerato la variazione di volume per determinare le concentrazioni, il nuovo pH può essere calcolato dall'equazione di Henderson-Hasselbalch. A qualsiasi neutralizzazione risulterà una variazione minima di pH, dato che si utilizza una scala logaritmica.

Equilibrio acido base

Le reazioni biochimiche sono particolarmente sensibili al pH infatti le molecole biologiche contengono gruppi di atomi che possono caricarsi o essere neutri in funzione del pH e ciò ha effetto sull'attività biologica della molecola. Negli organismi pluricellulari il fluido all'interno della cellula e i fluidi che circondano le cellule hanno un pH caratteristico e praticamente costante che viene mantenuto da sistemi tampone biologici come il sistema diidrogeno fosfato e il sistema acido carbonico.

Bibliografia

• D.C. Harris, Chimica analitica quantitativa, Zanichelli, 2005
• M. Forina, Introduzione alla chimica analitica (2 volumi), ECIG, 2003

Voci correlate

• pH
• Potere tamponante
• Potere tampone del terreno

Altri progetti

Altri progetti

• Wikimedia Commons

• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su soluzione tampone

Collegamenti esterni

• tampone, su Treccani.it – Enciclopedie on line, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
• tampone acido-base, in Dizionario di medicina, Istituto dell'Enciclopedia Italiana, 2010.
• (EN) buffer, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
• Calcolo del pH di soluzioni tampone - programma freeware, su www2.iq.usp.br.