SOLUZIONI TAMPONE, CALCOLI PER LA PREPARAZIONE DEI TAMPONI, CALCOLO DELLE VARIAZIONI DI pH

SOLUZIONI TAMPONE

Background: lo studente deve conoscere:

. dissociazione dell'acqua e definizione di pH;

. dissociazione di acidi e basi e teoria di Bronsted e Lowry;

. fenomeno dell'idrolisi salina;

. definizione, meccanismo d'azione ed equazione di Handerson-Hasselbach per i tamponi.

Scopi: preparare due diverse soluzioni tampone e:

. dimostrare la proprietà dei tamponi di mantenere pressochè costante il loro pH all'aggiunta di acidi o basi estranee;

. confrontare il loro comportamento con quello di soluzioni non tampone;

. eseguire i calcoli relativi riguardanti:

- la preparazione dei tamponi;

- le variazioni di pH per aggiunte di un acido estraneo.

Equazioni utilizzate

(1) equazione di Handerson-Hasselbach.

Parte sperimentale

Soluzioni a disposizione:

S1) 0,5 M H PO S2) 0,1 M NaH PO

S3) 0,1 M Na HPO S4) 0,2 M HCl

= =>    nessuna di queste soluzioni è tampone; perchè? < = =

(Per l' H PO pK pK pK

Preparazione del 1° tampone

Preparare 100 ml di una soluzione tampone fosfato che abbia pH 7,4;

Quali soluzioni si devono mescolare? Quale volume di ciascuna?

Preparare il tampone e misurare il pH al pHmetro;

Aggiunta di un acido estraneo: aggiungere 1 ml di HCl 0,2 M;

Misurare il pH e calcolare la variazione che è avvenuta.

Preparazione del 2° tampone

Preparare 60 ml di una soluzione tampone fosfato che abbia pH 2,0;

Quali soluzioni si devono mescolare? Quale volume di ciascuna?

Preparare il tampone, aggiungere 40 ml di acqua distillata e misurare il pH al pHmetro;

Aggiunta di un acido estraneo: aggiungere 1 ml di HCl 0,2 M;

Misurare il pH e calcolare la variazione che è avvenuta.

Soluzione che non è tampone

Per confronto, verrà aggiunto un acido estraneo ad una soluzione che non è tampone;

Aggiungere 1 ml di HCl 0,2 M a 100 ml di acqua deionizzata;

Misurare ed annotare il pH.

CALCOLI

Eseguire i calcoli relativi alla variazione di pH. Si dovrebbe arrivare, applicando la teoria,

a calcolare le variazioni di pH trovate sperimentalmente.

CALCOLI PER LA PREPARAZIONE DEI TAMPONI

Bisogna conoscere gli equilibri di dissociazione acida dell' H PO . Essi sono:

H PO + H O    H PO H O pK

H PO H O    HPO + H O pK

HPO + H O    PO₄^--- + H O pK

1° TAMPONE

Il valore di pH 7,4 è interno all'intervallo pK

occorrerà quindi far riferimento all'equilibrio per la dissociazione del secondo H

il tampone conterrà perciò la coppia coniugata H PO (componente acido del tampone) e HPO (componente basico del tampone);

preparare tale tampone mescolando NaH PO 0,1 M con Na HPO 0,1 M

in soluzione acquosa i due sali si dissociano:

NaH PO Na + H PO Na HPO 2 Na + HPO

Sostituendo nella equazione di Handerson-Hasselbach: pH = pK_a + log (n_b/n_a

7,4 = 6,8 + log (n_b/n_a) log (n_b/n_a (n_b/n_a (n_b/n_a) = 4 moli / 1 mole

Poichè si hanno a disposizione i due sali già in soluzione, calcolo i volumi necessari

per NaH PO 0,1 M 1 l : 0,1 moli = x : 1 mole x = 10 l

per Na HPO 0,1 M 1 l : 0,1 moli = x : 4 moli x = 40 l

I volumi calcolati sono relativi tra di loro, non assoluti; occorre quindi un volume di 0,1 M Na HPO che sia 4 volte superiore al volume di 0,1 M NaH PO

si useranno perciò 80 ml di Na HPO 0,1 M con 20 ml di NaH PO 0,1 M.

Si potrebbe preparare lo stesso tampone aggiungendo dell'NaOH (solido o in soluz.) a una soluz. di H₃PO₄ oppure ad una soluz. di NaH₂PO₄. Si potrebbe anche preparare aggiungendo dell'HCl ad una soluz. di Na₂HPO₄; in questo caso in soluzione sarà presente anche dell'NaCl.

I calcoli relativi si lasciano allo studente.

2° TAMPONE

Il valore di pH 2, 0 è interno all'intervallo pK

occorrerà quindi far riferimento all'equilibrio per la dissociazione del 1° H

il tampone conterrà perciò la coppia coniugata H PO (componente acido del tampone) e H PO (componente basico del tampone);

preparare tale tampone mescolando H PO 0,5 M con NaH PO 0,1 M.

Sostituendo nella equazione di Handerson-Hasselbach:    pH = pK_a + log (n_b/n_a

2.0 = 2,0 + log (n_b/n_a log (n_b/n_a (n_b/n_a (n_b/n_a) = 1 mole / 1 mole

Poichè si hanno a disposizione i due composti già in soluzione, calcolo i volumi necessari:

per H₃PO₄ 0,5 M 1 l : 0,5 moli = x : 1 mole x = 2 l

per NaH PO 0,1 M 1 l : 0,1 moli = x : 1 mole x = 10 l

I volumi calcolati sono relativi tra di loro, non assoluti; occorre quindi 1 volume di H PO 0,5 M e 5 volumi di NaH PO 0,1 M ;

si useranno perciò 10 ml di H PO 0,5 M con 50 ml di NaH PO 0,1 M.

Si potrebbe preparare lo stesso tampone anche aggiungendo dell'NaOH (solido o in soluzione) a una soluzione di H₃PO₄;

si potrebbe anche preparare aggiungendo dell'HCl ad una soluzione di Na₂HPO₄ oppure ad una soluzione di NaH₂PO₄; in questo caso, in soluzione sarà presente anche dell'NaCl.

I calcoli relativi si lasciano allo studente.

CALCOLO DELLE VARIAZIONI DI pH

1° TAMPONE

Il tampone è stato preparato mescolando 80 ml di Na HPO 0,1 M con 20 ml di NaH PO 0,1 M

Il suo pH è 7,4.

All'aggiunta di 1 ml di HCl 0,2 M avvengono le seguenti reazioni:

HCl H + Cl^- HPO + H H PO

di HPO abbiamo: 80 ml 0,1 M = 8 mmoli iniziali

H PO 20 ml 0,1 M = 2 mmoli iniziali

HCl 1 ml 0,2 M = 0.2 mmoli

reagiscono: 0,2 mmoli di HCl con 0,2 mmoli di HPO

rimangono: 0 mmoli di HCl (reagisce tutto) e (8-0,2) = 7,8 mmoli di HPO

si formano: 0.2 mmoli di H PO che si aggiungono alle 2 mmoli già presenti.

Il nuovo pH si potrà ora calcolare:

pH = pK_a + log (n_b/n_a) = 6,8 + log (7,8 mmoli /2,2 mmoli) = 6,8 + 0,55 = 7,35

Per aggiunta di HCl, il pH diminuisce di 0,05 unità: DpH = 0,05.

2° TAMPONE

Il tampone è stato preparato mescolando 10 ml di H PO 0,5 M con 50 ml di NaH PO 0,1 M

Il suo pH è 2,0.

All'aggiunta di 1 ml di HCl 0,2 M avvengono le seguenti reazioni:

HCl H + Cl^-    H PO + H H PO

di H PO 50 ml 0.1 M = 5 mmoli iniziali

H PO 10 ml 0.5 M = 5 mmoli iniziali

HCl 1 ml 0.2 M = 0,2 mmoli aggiunte

reagiscono: 0,2 0 mmoli di HCl con 0,2 mmoli di H PO

rimangono: 0 mmoli di HCl (reagisce tutto) e (5-0,2) = 4,8 mmoli di H PO

si formano: 0,2 mmoli di H PO che si aggiungono alle 5 mmoli già presenti.

Il nuovo pH si potrà ora calcolare:

pH = pK_a + log (n_b/n_a) = 2,0 + log (4,8 mmoli /5,2 mmoli) = 2,0 - 0,03=1,97

Per aggiunta di HCl il pH diminuisce di 0,03 unità: DpH=0,03.

3° SOLUZIONE (che non è tampone)

Per aggiunta di 1 ml di HCl 0,2 M a 100 ml di acqua si avrà: HCl H + Cl^-   

1 ml 0,2 M = 0,2 mmoli aggiunte di HCl, che ora sono in 101 ml di soluzione;

la concentrazione di HCl sarà quindi 0,2 mmoli / 101 ml = 1,98 moli/l ;

la concentrazione degli ioni H⁺ sarà uguale e perciò il pH = - log(1,98

Per aggiunta di HCl il pH diminuisce di molto (da circa 5-5,5) a 2.,70:   DpH = 2,3-2,8.

Domanda finale: perchè il pH dell'acqua pura è generalmente attorno al valore di 5-5,5?