Di Robert Schrader Aggiornato il 24 marzo 2022
In chimica, un "tampone" è una soluzione che si aggiunge ad un'altra soluzione per bilanciarne il pH, l'acidità relativa o l'alcalinità. Si crea un tampone utilizzando rispettivamente un acido o una base "debole" e la sua base o acido "coniugato". Per determinare il pH di un tampone o estrapolare dal suo pH la concentrazione di uno qualsiasi dei suoi componenti, puoi eseguire una serie di calcoli basati sull'equazione di Henderson-Hasselbalch, nota anche come "equazione del tampone".
Utilizzare l'equazione tampone per determinare il pH di una soluzione tampone acida, date determinate concentrazioni acido-base. L'equazione di Henderson-Hasselbalch è la seguente:pH =pKa + log ([A-]/[HA]), dove "pKa" è la costante di dissociazione, un numero univoco per ciascun acido, "[A-]" rappresenta la concentrazione della base coniugata in moli per litro (M) e "[HA]" rappresenta la concentrazione dell'acido stesso. Ad esempio, si consideri un tampone che combina acido carbonico 2,3 M (H2CO3) con ione idrogenocarbonato 0,78 M (HCO3-). Consulta una tabella pKa per vedere che l'acido carbonico ha un pKa di 6,37. Inserendo questi valori nell'equazione, vedi che pH =6,37 + log (0,78/2,3) =6,37 + log (0,339) =6,37 + (-0,470) =5,9.
Calcolare il pH di una soluzione tampone alcalina (o basica). Puoi riscrivere l'equazione di Henderson-Hasselbalch per le basi:pOH =pKb + log ([B+]/[BOH]), dove "pKb" è la costante di dissociazione della base, "[B+]" indica la concentrazione dell'acido coniugato di una base e "[BOH]" è la concentrazione della base. Considerare un tampone che combina ammoniaca 4,0 M (NH3) con ione ammonio 1,3 M (NH4+). Consultare una tabella pKb per individuare il pKb dell'ammoniaca, 4,75. Utilizzando l'equazione tampone, determinare che pOH =4,75 + log (1,3/4,0) =4,75 + log (0,325) =4,75 + (-0,488) =4,6. Ricorda che pOH =14 – pH, quindi pH =14 -pOH =14 – 4,6 =9,4.
Determinare la concentrazione di un acido debole (o della sua base coniugata), dati il suo pH, pKa e la concentrazione dell'acido debole (o della sua base coniugata). Tenendo presente che puoi riscrivere un "quoziente" di logaritmi, ad es. log (x/y)–come log x – log y, riscrivi l'equazione di Henderson Hasselbalch come pH =pKa + log [A-] – log [HA]. Se hai un tampone di acido carbonico con un pH di 6,2 che sai essere fatto con idrogeno carbonato 1,37 M, calcola il suo [HA] come segue:6,2 =6,37 + log(1,37) – log[HA] =6,37 + 0,137 – log[HA]. In altre parole log[HA] =6,37 – 6,2 + 0,137 =0,307. Calcola [HA] prendendo il "log inverso" (10^x sulla calcolatrice) di 0,307. La concentrazione dell'acido carbonico è quindi di 2,03 M.
Calcolare la concentrazione di una base debole (o del suo acido coniugato), dati il suo pH, pKb e la concentrazione dell'acido debole (o della sua base coniugata). Determina la concentrazione di ammoniaca in un tampone ammoniacale con pH di 10,1 e concentrazione di ioni ammonio di 0,98 M, tenendo presente che l'equazione di Henderson Hasselbalch funziona anche per le basi, purché si utilizzi pOH anziché pH. Converti il tuo pH in pOH come segue:pOH =14 – pH =14 – 10,1 =3,9. Quindi, inserisci i tuoi valori nell'equazione del tampone alcalino "pOH =pKb + log[B+] – log [BOH]" come segue:3,9 =4,75 + log[0,98] – log[BOH] =4,75 + (-0,009) – log[BOH]. Poiché log[BOH] =4,75 – 3,9 – 0,009 =0,841, la concentrazione di ammoniaca è il log inverso (10^x) o 0,841 o 6,93 M.
Potresti vedere due valori per l'acido carbonico quando consulti la tabella pKa. Questo perché H2CO3 ha due idrogeni – e quindi due “protoni” – e può dissociarsi due volte, secondo le equazioni H2CO3 + H2O –> HCO3 – + H3O + e HCO3 – + H2O –> CO3 (2-) + H3O. Ai fini del calcolo è sufficiente considerare solo il primo valore.
