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SOLUZIONI TAMPONE
Le soluzioni tampone sono soluzioni in cui il pH subisce
piccole variazioni per aggiunta moderata di acido o di base.
o Sono in genere costituite da un acido debole in presenza di
un suo sale con una base forte, oppure da una base debole in
presenza di un suo sale con un acido forte.
o Esempi:
CH3COOH + CH3COONa / HCN + KCN / NH4OH + NH4Cl
Si consideri una soluzione costituita da un acido debole (HA) in
presenza di un suo sale con una base forte (MA)
L’acido HA sarà parzialmente dissociato:
HA-- H+ + A
E per esso sarà possibile scrivere la costante di dissociazione
Ka = [H+][A-]/[HA]
Il sale, elettrolita forte, si dissocerà invece completamente
MA-- M+ + A
Per calcolare il pH, dovremo prima ricavarci [H+] che sarà uguale
a:
[H+] = Ka[HA]/[A-]
Se indichiamo con Ca la concentrazione iniziale dell’acido e con Cs
la concentrazione del sale si potranno operare delle approssimazioni:
1) Lo ione A- proviene quasi completamente dalla dissociazione del
sale, la quantità di A- che deriva dall’acido è difatti piccola
essendo l’acido debole, ed è ancora più piccola se si considera
che in base al principio di Le Chaterlier, l’equilibrio di
dissociazione dell’acido sarà spostato a sinistra.
2) Per le stesse ragioni la concentrazione di HA si può considerare
uguale alla concentrazione iniziale dell’acido che è praticamente
indissociato.
Quindi:
[A-] ˜ Csale = Cs
[HA] ˜ Cacido = Ca
perciò:
[H+] = Ka × (Ca/Cs)
Da cui:pH = pKa + Log(Cs/Ca)
Nel caso di una soluzione tampone costituita da una base debole e da
un suo sale con un acido forte, in base a considerazioni analoghe
avremo:
[OH-] = Kb × (Cb/Cs)
Da cui : pOH = pKb + Log(Cs/Cb)
pH = 14 – pKb – Log (Cs/Cb)
NB: le equazioni suddette sono valide per concentrazioni del sale e
dell’acido (o della base) non troppo piccole e non troppo differenti tra
loro. Vengono spesso indicate come equazioni di Henderson e
Hasselbach.
soluzione tampone: CH3COOH/CH3COONa
CH3COOH H+ + CH3COOCH3COONa Na+ + CH3COO
-Quando a tale soluzione verrà aggiunto una quantità di un acido pari ad x, cioè una
certa quantità x di ioni H+, questi ultimi verranno neutralizzati dagli ioni CH3COO- presenti
in larga abbondanza grazie alla dissociazione del sale per formare acido
acetico. L’effetto sarà quello di diminuire la concentrazione degli ioni acetato di una
quantità x pari all’aggiunta di ioni H+, e di aumentare la concentrazione di acido
acetico della stessa quantità x.
Il pH si calcolerà quindi:
pH = pKa + Log(Cs - x)/(Ca+ x)
-Quando a tale soluzione verrà aggiunto una quantità di una base pari ad x, cioè una
certa quantità x di ioni OH-, questi ultimi verranno neutralizzati dagli ioni H+ con la
conseguenza che l’equilibrio dell’acido acetico si spostare verso destra in base al
principio di Le Chatelier per riformare la quantità di ioni H+ consumata. L’effetto
sarà quello di aumentare la concentrazione degli ioni acetato di una quantità x pari
all’aggiunta di ioni OH-, e di diminuire la concentrazione di acido acetico della stessa
quantità x.
Il pH si calcolerà quindi:
pH = pKa + Log(Cs + x)/(Ca- x)
Esempio 1
Si calcoli la variazione di pH per aggiunta di 0,1 moli di un acido forte o di una
base forte (a) ad 1 litro di acqua; (b) ad 1 litro di una soluzione tampone
contenente 1 mole di acido acetico e 1 mole di acetato di sodio (si assuma la
variazione di volume trascurabile.
(a) Il pH dell’acqua è 7, e per aggiunta di 0,1 moli di H3O+ avremo una
concentrazione di ioni [H3O+] = 0,1 equivalenti ad un pH = 1.
Per aggiunta di 0,1 moli di OH-, avremo invece [OH-] = 0,1 à pOH = 1,
pH = 13.
(b) Il pH della soluzione tampone contenente 1 mole di acido acetico e 1 mole
di acetato di sodio in un volume di 1 litro sarà:
pH = pKa + LogCs/Ca = 4,75 + Log 1/1 = 4,75 + 0 = 4,75
L’aggiunta di 0,1 moli di H3O+ farà aumentare di 0,1 moli l’acido acetico e
diminuire di 0,1 moli il sale:
pH = pKa + LogCs/Ca = 4,75 + Log (1 - 0,1)/(1 + 0,1) = 4,75 + Log 0,9/1,1 =
4,66
L’aggiunta di 0,1 moli di OH- farà diminuire di 0,1 moli l’acido acetico
aumentare di 0,1 moli il sale:
pH = pKa + LogCs/Ca = 4,75 + Log (1 + 0,1)/(1 - 0,1) = 4,75 + Log 1,1/0,9 =
4,84
Esempio 2
2,7 grammi di cianato di sodio vengono sciolti in acqua insieme a 0,9 g di acido
cianico e portati al volume di 1 litro. Calcolare la concentrazione di ioni H3O+ e il pH
della soluzione se la costante di dissociazione per l’acido cianico è 1,6 × 10-4.
Si calcolano dapprima le concentrazioni dell’acido e del sale:
Ca = 0,9/PMHCNO = 0,0209
Cs = 2,7/PMNaCNO = 0,0415
[H3O+] = Ka × (Ca/Cs)
[H3O+] = 1,6 × 10-4 × (0,0209/0,0415) = 8,05 × 10-5
pH = - Log 8,05 × 10-5 = 4,094
Esempio 3
3 grammi di NaOH vengono mescolati con 15 grammi di HF ed il volume viene
portato con acqua a 300 ml. Calcolare il pH della soluzione.
Calcolare inoltre il pH (a) dopo l’aggiunta di 10 ml di NaOH 0,1 N; (b) dopo
l’aggiunta di 1,5 grammi di NaOH. La Ka per l’HF è 7,5 × 10-4.
Tra NaOH e HF si ha la seguente reazione:
HF + NaOH = NaF + H2O
Vengono mescolate 3/PMNaOH = 0,075 moli di NaOH con 15/PMHF = 0,75 moli di
HF. A reazione avvenuta si formeranno 0,075 moli di NaF e rimarranno (0,75-0,075)
moli di HF = 0,675, e si formerà perciò una soluzione tampone NaF/HF
Perciò
Ca = 0,675/0,3
Cs = 0,075/0,3
[H+] = 7,5 × 10-4 × (0,675/0,3)/(0,075/0,3) = 6,75 × 10-3
pH = 2,17
(a) Dopo l’aggiunta di 10 ml di NaOH 0,1 N pari a 10 × 0,1/1000 = 10-3 moli di
base, la concentrazione di Cs aumenterà di 10-3, mentre quella Ca diminuirà
della stessa quantità, quindi
Ca = 0,675 – 10-3 = 0,674
Cs = 0,075 + 10-3 = 0,76
[H+] = 7,5 × 10-4 × (0,674)/(0,076) = 6,65 × 10-3
pH = 2,177
(b) Dopo aggiunta di 1,5 grammi di NaOH pari a 1,5/PMNaOH = 0,0375 moli
Ca = 0,675 – 0,0375 = 0,6375
Cs = 0,075 + 0,0375 = 0,1125
[H+] = 7,5 × 10-4 × (0,6375)/(0,1125) = 4,25 × 10-3
pH = 2,372
Fonte: http://www.accentosullad.com/public/simple/index.php?action=dlattach;topic=288.0;attach=361
Sito web da visitare: http://www.accentosullad.com
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