SOLUZIONI TAMPONE SOLUZIONI TAMPONE In Acqua

SOLUZIONI TAMPONE
SOLUZIONI TAMPONE
Per soluzione tampone si intende una soluzione
acquosa in grado di mantenere pressoché inalterato
il proprio pH, in seguito all'aggiunta di moderate
quantità di acidi o basi forti, o rispetto alla
diluizione della soluzione stessa.
In Acqua
HA + H 2O
[CH3COOH] ≈ 0.1 M
[NH3] ≈ 0.1 M
[CH3COO-] ≈ 0.1 M
[NH4+] ≈ 0.1 M
CH3COOH + H2O H3O) + CH3COO*
Se [CH3COOH+CH3COO*] = 0.1 Ö pH = 4.76
pH = 7
HA + H2O
Ad esempio:
In Soluzione Tampone
H3O+ + HO-
H2O + H2O
Una soluzione tampone è una soluzione
costituita da quantità simili
di un ACIDO DEBOLE e della sua BASE CONUGATA
o di una BASE DEBOLE e del suo ACIDO
CONIUGATO.
+
H 3O
+ A
-
+
H 3O
HA + H2O
+ A
-
Se [HA] = 0.01 Ö pH = 2
Se [HA] = 0.01 Ö pH = 4.67
il pH varia di 5 unità
il pH varia di 0.09 unità
H 3O+ + A-
A- + H 2O
HA + OH-
+
K a(HA) •K b(A - ) = ⎣⎡H3O+ ⎦⎤ ⎣⎡OH- ⎦⎤
H3O
A
K a(HA) =
HA
HA + H2O
HC + A- ' HA + CNon verranno quindi a formarsi gli ioni
H3O+ che si formerebbero se esso
reagisse con l’acqua
ed il pH rimarrà pressoché invariato.
H 3O+ + AB + HA ' A- + BH+
Non verranno quindi a formarsi gli ioni
OH- che si formerebbero se essa
reagisse con l’acqua
ed il pH rimarrà pressoché invariato.
Come si prepara
La BASE o l’ACIDO CONIUGATI vengono di solito
introdotti in soluzione sotto forma di sali solubili, o
vengono generati in situ per mezzo di una BASE e un
ACIDO forte.
Ad esempio:
Tampone
[CH3COOH+CH3COO-]= 0.1 M
Sciolgo 0.05 moli di CH3COOH
e 0.05 moli di CH3COONa in 1
litro di soluzione acquosa
CH3COONa → CH3COO- + Na+
oppure
Sciolgo 0.1 moli di CH3COOH in 1 litro
di soluzione acquosa e aggiungo 0.05
moli di NaOH
CH3COOH + NaOH → CH3COO- + Na+ + H2O
Potere Tamponante
pH di soluzioni tampone
Il potere tamponante (o capacità tamponante) è una
misura della capacità di opporsi a una variazione di
pH da parte di una soluzione tampone, all'aggiunta di
una certa quantità di acido forte o base forte.
Esso dipende dalla
concentrazione del tampone e
dalla sua costante di equilibrio.
HA + H2O H3O+ + AInizio
Ca
10-7
Cb
Equilibrio Ca – x
x
Cb+ x
+
quindi (in generale)
H3O
A
-
K a(HA) =
pH = pKa(HA) - log
HA
Affinché un tampone sia efficace
deve avere una concentrazione almeno
un ordine di grandezza superiore alla
concentrazione dell’acido o della base
forti che deve tamponare.
K a(HA) = ⎡⎣H3O+ ⎤⎦
[ acido]
[ sale ]
Cb + x
C
= ⎡H3O+ ⎤⎦ b
Ca - x ⎣
Ca
C
⎡⎣H3O+ ⎤⎦ =K a(HA) a
C
Eq. di HendersonHenderson-Hasselbach
b
Acido
Base coniugata
Acido ftalico
C6H4(COOH)2
Ione idrogenoftalato
C6H4(COOH)(COO*)
2.95
pKa Intervallo di pH
2.2-4.0
Acido formico
HCOOH
Ione formiato
HCOO*
3.75
2.8-4.6
Acido acetico
CH3COOH
Ione acetato
CH3COO*
4.76
3.7-5.6
Ione diidrogenofosfato
H2PO4*
Ione idrogenofosfato
HPO42*
7.21
5.8-8.0
Acido borico
H3BO3
Ione tetraborato
H2BO3*
9.24
7.0-9.2
Ione ammonio
NH4)
Ammoniaca
NH3
9.25
8.3-9.2
Ione idrogenocarbonato
HCO3*
Ione carbonato
CO32*
10.25
9.2-11.0
Ione idrogenofosfato
HPO42*
Ione fosfato
PO43*
12.32
11.0-12.0
Indicatori Acido-Base
HIn + H2 O R
Colore Acido
H3O + + In−
⎡H3O+ ⎤ ⎡In- ⎤
⎦⎣ ⎦
KIn = ⎣
[HIn]
Colore Basico
HIn]
⎡H3O+ ⎤ = [
K
⎣
⎦ ⎡In- ⎤ In
⎣ ⎦
[HIn] >1 ⇒ HIn > ⎡In- ⎤
Se ⎡H3O+ ⎤ > K In ⇒
[ ] ⎣ ⎦
⎣
⎦
⎡In- ⎤
⎣ ⎦
[HIn] ≈ 1 ⇒
Se ⎡H3O+ ⎤ ≈ K In ⇒
⎣
⎦
⎡In- ⎤
⎣ ⎦
[HIn] ≈ ⎡⎣In- ⎤⎦
[HIn] <1 ⇒ ⎡In- ⎤ > HIn
Se ⎡H3O+ ⎤ <K In ⇒
]
⎣
⎦
⎣ ⎦ [
⎡In- ⎤
⎣ ⎦
Indicatori Acido-Base
Punto di Viraggio
• Se pH < pK - 1 ----> colore Acido
• Se pH > pk + 1 ----> colore Basico
• Cambiamento di colore = Viraggio
• Il colore non indica il pH ma se il pH è
minore o maggiore di un certo valore
Indicatori
Indicatore
Colore acido Colore basico
Rosso Cresolo
rosso
giallo
Blu Timolo
rosso
giallo
Metilarancio
rosso
giallo
Blu Bromofenolo
giallo
blu
Rosso Congo
violetto
rosso
Verde Bromocresolo
giallo
blu
Rosso Metile
rosso
giallo
Tornasole
rosso
blu
Blu Bromotimolo
giallo
blu
Rosso Fenolo
giallo
rosso
Rosso Cresolo
giallo
rosso
Blu Timolo
giallo
blu
Fenolftaleina
incolore
rosa
Timolftaleina
Incolore
blu
Giallo Alizarino
giallo
rosso
Alizarina
rosso
violetto
pH viraggio pKa
0.2 - 1.8
1.2 - 2.8
1.7
3.2 - 4.4
3.4
3.0 - 4.6
3.9
3.0 - 5.0
4.0 - 5.6
4.7
4.8 - 6.0
5
5.0 - 8.0
6.5
6.0 - 7.6
7.1
6.6 - 8.0
7.9
7.2 - 8.8
8.2
8.0 - 9.6
8.9
8.2 - 10.0
9.4
8.3 - 10.5
10.1 - 12.0 11.2
11.0 - 12.4 11.7
Acido Forte + Base Forte
HCl
+ NaOH Æ NaCl + H2O
Dalla reazione si forma un sale neutro
L’acidità della soluzione sarà dovuta all’eccesso di acido o di base
REAZIONI ACIDO-BASE
Acido Debole + Base Forte
CH3COOH + NaOH Æ CH3COONa + H2O
Dalla reazione si forma un sale basico
L’acidità della soluzione sarà dovuta sia al sale che
all’eccesso di acido o di base
Se nAcido > nBase
CH3COOH+CH3COONa
Se nAcido > nBase
Se nAcido = nBase
NH3 + HCl Æ NH4Cl + H2O
Dalla reazione si forma un sale acido
L’acidità della soluzione sarà dovuta sia al sale che
all’eccesso di acido o di base
HCl+NH4Cl
Se nAcido = nBase
NH4Cl
CH3COONa
Se nAcido < nBase
NaOH+CH3COONa
Se nAcido < nBase
Acido Forte + Base Debole
Se nAcido > nBase
Se nAcido = nBase
Se nAcido < nBase
NH3+NH4Cl
Titolazioni
Titol.mov
← Soluzione a titolo noto
(Titolante)
Tale tecnica si basa sulla misura
del volume di una soluzione a
titolo noto che reagisce con un
volume noto di una soluzione a
titolo incognito.
← Soluzione incognita
(Analita)
Indicatori
Titolazioni
Poiché per la reazione:
Analita + Titolante → Prodotti
un certo numero di equivalenti di Analita reagirà sempre con
un egual numero di equivalenti di Titolante qualunque siano
i coefficienti stechiometrici della reazione, avremo:
eq(A) = eq(T)
E poiché gli equivalenti contenuti in una soluzione sono in
relazione con la sua Normalità ed il suo Volume avremo:
eq(A) = V(A) x N(A);
eq(T) = V(T) x N(T)
N(A) x V(V) = N(T) x V(T)
N(A) = N(T) x V(T) / V(A)
Esercizi
• Determinare il pH di una soluzione
contenente 0.1 M di NH3 e 0.1 M di
NH4Cl.
AcidoForte
BaseDebole
AcidoForte
BaseForte
AcidoDebole
BaseForte
Indicatore
Colore acido Colore basico
Rosso Cresolo
Rosso
giallo
Blu Timolo
rosso
giallo
Metilarancio
arancio-rosa
giallo
Blu Bromofenolo
giallo
blu
Rosso Congo
violetto
rosso
Verde Bromocresolo
giallo
blu
Rosso Metile
rosso
giallo
Tornasole
rosso
blu
Blu Bromotimolo
giallo
blu
Rosso Fenolo
giallo
rosso
Rosso Cresolo
giallo
rosso
Blu Timolo
giallo
blu
Fenolftaleina
incolore
rosa
Timolftaleina
Incolore
blu
Giallo Alizarino
giallo
rosso
Alizarina
rosso
violetto
pH viraggio pKa
0.2 - 1.8
0.9
1.2 - 2.8
1.7
3.2 - 4.4
3.4
3.0 - 4.6
3.9
3.0 - 5.0
4.2
4.0 - 5.6
4.7
4.8 - 6.0
5
5.0 - 8.0
6.5
6.0 - 7.6
7.1
6.6 - 8.0
7.9
7.2 - 8.8
8.2
8.0 - 9.6
8.9
8.2 - 10.0
9.4
8.3 - 10.5
9.9
10.1 - 12.0 11.2
11.0 - 12.4 11.7
Esercizi
• La Ka di HClO è 3.2 x 10-8 M. Calcolare il
pH di una sua soluzione 0.55 M.
• Determinare come varia il pH se si
aggiungono a 500 ml di tale soluzione
500 ml di una soluzione di HCl 0.01 M.
• Calcolare la massa di NaCN che deve
essere sciolta in 100 ml di una soluzione in
modo che il pH sua uguale a quello di una
soluzione 0.25 M di NH3 (Kb(NH3) = 1.75 E5 M; Ka HCN = 4 E-10 M).
Esercizi
Esercizi
• Una soluzione acquosa 0.14 M di NH3
viene diluita 10 volte con acqua.
Calcolare la variazione di pH dopo la
diluizione. Kb(NH3) = 1.75 E-5 M.
• 20 ml di una soluzione di CH3COOH
sono titolati con 17.5 ml di una
soluzione 0.315 M di NaOH. Calcolare
il pH al punto equivalente sapendo che
Ka(CH3COOH) = 1.75 E-5 M