Le soluzioni tampone, programma di chimica delle superiori

Una soluzione tampone è una soluzione che resiste ai forti cambiamenti di pH e può essere preparata miscelando un acido debole con un sale, o una base debole con un sale.

Poichè in una soluzione tampone sono presenti sia un acido che una base che possono neutralizzare aggiunte di acidi o basi forti, il valore del pH è mantenuto costante.

Le soluzioni tampone sono molto importanti perchè l’acqua anche per piccole aggiunte di un acido o una base, fanno variare bruscamente il pH, quindi queste soluzioni tampone evitano tali cambiamenti.

Le soluzioni tampone contengono una acido e la sua base coniugata, in concentrazioni uguali. Tale soluzione si prepara miscelando un acido debole e un suo sale solubile, oppure una base debole e un suo sale.

Un esempio è la coppia acido acetico\acetato di sodio $CH_{{3}}COOH$ / $CH_{{3}}COONa$ , dove l’acido acetico è l’acido debole e l’acetato di sodio è il sale che in soluzione libera lo ione $CH_{{3}}COO ^{-}$ che è la base coniugata forte.

Quindi avremo la seguente reazione:

$CH_{{3}}COOH$ $\rightleftharpoons$ $CH_{{3}}COO ^{-}$ + $H^{+}$

L’equilibrio può essere spostato sia a destra che a sinistra a seconda di ciò che introduciamo. Per esempio aggiungendo un altro acido, cioè ioni $H^{+}$ , l’equilibrio si sposta a sinistra, aggiungendo una base, quindi ioni $OH^{-}$ , la reazione si sbilancia verso destra, perchè essi reagiscono con gli ioni $H^{+}$ liberi .

Ogni soluzione tampone avrà un certo valore di pH. Supponiamo che essa sia costituita da un acido debole HA e dal suo anione $A^{-}$ . La costante di equilibrio acida sarà:

$K_{{a}}$ = $\frac{\left [ H^{+} \right ] \cdot \left [ A^{-} \right ]}{\left [ HA ]}$ se esplicitiamo la concentrazione degli ioni $H^{+}$ per conoscere il pH avremo:

$\left [ H^{+} \right ]$ = $K_{{a}}$ $\frac{\left [ HA ]}{[ A^{-}]}$

sappiamo che il pH è:

-log $\left [ H^{+} \right ]$ = -log $K_{{a}}$ + (-log $\frac{\left [ HA ]}{[ A^{-}]}$ )= -log $K_{{a}}$ + log $\frac{\left[ A^{-}]}{[ HA]}$

quindi pH= p $K_{{a}}$ + log $\frac{\left[ A^{-}]}{[ HA]}$

Poichè l’acido è debole all’equilibrio la concentrazione dell’acido è uguale alla sua concentrazione iniziale; la concentrazione della base coniugata $A^{-}$ è circa la concentrazione del sale disciolto, perchè il restante $A^{-}$ che proviene dall’acido debole è trascurabile.

La formula di sopra la possiamo generalizzare ancora di più, chiamando $C_{{s}}$ la concentrazione del sale disciolto e e con $C_{{a}}$ la concentrazione iniziale dell’acido. Quindi avremo:

pH= p $K_{{a}}$ + log $\frac{C_{{s}}}{C_{{a}}}$

Questa relazione, che è nota come equazione di Henderson-Hasselbalch.

Vedi programma di chimica

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