Questo articolo propone sette esercizi pratici relativi alle soluzioni tampone, le quali sono frequentemente assegnate e hanno applicazioni dirette nel lavoro di laboratorio. Le soluzioni tampone, formate da un acido debole accompagnato dalla sua base coniugata o viceversa, sono in grado di mantenere costante il valore del pH anche quando si aggiungono piccole quantità di acidi o basi forti.
Principi di base delle soluzioni tampone
Indice Articolo
Per risolvere gli esercizi riguardanti le soluzioni tampone, si ricorre comunemente all’equazione di Henderson-Hasselbalch, sviluppata grazie ai chimici Lawrence Joseph Henderson e Karl Albert Hasselbalch. Nel caso di una soluzione tampone composta da un acido debole e dalla sua base coniugata, come l’acido acetico e l’acetato di sodio, l’equazione si presenta nel seguente modo:
pH = pKa + log [base coniugata] / [acido debole], dove Ka rappresenta la costante di dissociazione dell’acido debole.
Se invece si tratta di una soluzione tampone formata da una base debole e il suo acido coniugato, come l’ammoniaca e il cloruro di ammonio, l’equazione assume la forma:
pOH = pKb + log [acido coniugato] / [base debole], con Kb che indica la costante di dissociazione della base debole.
Esercizi pratici sulle soluzioni tampone
Nelle esercitazioni relative alle soluzioni tampone, è comune dover determinare il pH o il pOH, conoscendo le concentrazioni delle specie coinvolte, o calcolare la variazione di pH o pOH dopo aver aggiunto un acido o una base forte. Gli esercizi più complessi riguardano la preparazione di una soluzione tampone con un pH specifico.
Consideriamo ora un esempio di calcolo del pH di una soluzione ottenuta mescolando 10,0 mL di acido acetico 1,0 M e 20,0 mL di acetato di sodio 0,50 M, successivamente diluita a 100 mL, sapendo che Ka per l’acido acetico è pari a 1,74 · 10-5.
Le moli di acido acetico sono calcolabili come segue: 0,0100 L · 1,0 mol/L = 0,010, e le moli di acetato di sodio come: 0,0200 L · 0,50 mol/L = 0,010. Avendo quindi uguale quantità di moli, si deduce che le concentrazioni risultano ancor più uniformi, ovvero [CH3COOH] = [CH3COO–] = 0,010 mol/ 0,100 L = 0,10 M.
Il pKa è pertanto calcolabile come: – log Ka = – log 1,74 · 10-5 = 4,76. Applicando l’equazione di Henderson-Hasselbalch si ottiene:
pH = 4,76 + log 0,10/0,10 = 4,76 + log 1 = 4,76.
Un altro esercizio concerne il calcolo del pH di una soluzione tampone composta da 1,70 g di acetato di sodio e 150 mL di una soluzione 0,500 M di acido acetico, con Ka pari a 1,74 · 10-5.
Le moli di acido acetico si calcolano come: 1,70 g / 82,03 g/mol = 0,0207. La concentrazione dell’acetato di sodio risulta 0,0207 mol / 0,150 L = 0,138 M. Procedendo con il calcolo del pH rileviamo che:
pKa = – log 1,74 · 10-5 = 4,76 e quindi:
pH = 4,76 + log 0,138/0,500 = 4,20.
In un esempio finale, consideriamo una soluzione tampone con ammoniaca e cloruro di ammonio, mantenendo un rapporto tra NH4Cl e NH3 pari a 1,79 con Kb dell’ammoniaca di 1,79 · 10-5. Attraverso l’applicazione dell’equazione di Henderson-Hasselbalch, giungiamo al risultato di pH = 14 – pOH, con pOH calcolato come:
pOH = 4,75 + log 1,79 = 5,00 e dunque pH = 9,00.
Questi esercizi dimostrano l’importanza delle soluzioni tampone nella chimica, mostrando come il loro corretto utilizzo possa stabilizzare il pH in svariate circostanze. Approfondire la conoscenza in questo campo consente di migliorare sensibilmente le pratiche laboratoristiche quotidiane.
