SOLUZIONI TAMPONE Abbiamo visto come acidi, basi, sali, possano far variare il ph di una soluzione: ma in molti casi mantenere il ph costante può essere essenziale al buon svolgimento di una reazione, o a mantenere la velocità di una certa reazione. Il controllo del ph risulta di particolare importanza nei sistemi biologici (cellule, tessuti, organi) in specie per la forte reattività che lo ione H + mostra per le proteine. Per questo, nei liquidi circolanti e nelle cellule si sono sviluppati dei meccanismi attraverso i quali il ph dell organismo rimane praticamente costante, malgrado la continua produzione e liberazione di acidi e basi ad opera delle reazioni metaboliche che, fisiologicamente, si realizzano. 1
L esempio più immediato può essere fornito dal ph del sangue che viene mantenuto tra ph 7,20 e 7,45. Al di sotto di 7,20 si parla di acidosi ed al di sopra di 7,45 si parla di alcalosi. Uno dei meccanismi che permette questo controllo continuo e costante è rappresentato dai sistemi tampone, detti anche soluzioni tampone: si definiscono sistemi tampone quelle soluzioni il cui ph rimane pressoché costante per aggiunta di quantità moderate di acidi o di basi, sia forti che deboli. 2
Per moderata si intende una quantità di acido o di base che provoca una variazione dell ordine del 20-30 % della concentrazione di una o di entrambe le specie chimiche che costituiscono la soluzione tampone Le soluzioni tampone usate in laboratorio possono essere fondamentalmente di due tipi: Soluzioni acquose di un acido o una base forte Soluzioni contenenti un acido debole ed un suo sale formato per reazione con una base forte ovvero una base debole ed un suo sale formato per reazione con un acido forte. 3
Consideriamo un esempio del primo tipo, una soluzione di HCl 1 M. Ipotizziamo di aggiungere ad 1 litro di questa soluzione 200 ml (0,2 l) di una soluzione di NaOH 1 M La reazione che avviene è una reazione di salificazione (neutralizzazione): HCl + NaOH NaCl + H 2 O Con sottrazione di una certa quantità di acido, nel senso che le n moli di NaOH aggiunte sottraggono una quantità equivalente di acido trasformandolo in sale. La quantità di NaOH aggiunta è pari a 0,2 moli, che salificando una quantità corrispondente di acido, riducono la quantità di acido a: 1,0 0, 2 = 0,8 moli 4
In parallelo il volume è passato da 1,0 a 1,2 litri, per cui la concentrazione dell acido residua risulta essere: 0,8 moli / 1,2 litri pari a 0.666 Moli/l La variazione di ph risulta essere: Prima dell aggiunta la soluzione è costituita da HCl 1 M ph = 0 Dopo l aggiunta la soluzione è divenuta HCl 0,666 M ph = 0,177 Il sistema ha contenuto la variazione di ph in un valore inferiore a 0,2 unità, comportandosi da sistema tampone. 5
E chiaro che la quantità di acido o di base che può essere aggiunta ad una soluzione tampone senza modificarne sensibilmente il ph è in relazione con la concentrazione della soluzione tampone stessa, ossia alla sua capacità tamponante. In genere gli acidi e le basi forti mostrano un efficace attività tamponante se sono a concentrazioni almeno uguali (o maggiori) di 10-2 M Le soluzioni di acidi e basi forti funzionano quindi da tamponi a valori di ph rispettivamente: Inferiori a 2 Superiori a 12 6
Le soluzioni tampone di interesse biologico e tradizionalmente più utilizzate in laboratorio, sono costituite normalmente da: un acido debole in presenza di un suo sale con una base forte una base debole in presenza di un suo sale con un acido forte Nella pratica di laboratorio queste soluzioni tampone possono essere convenientemente utilizzate nell intervallo di ph compreso tra 2 e 12. 7
SOLUZIONE TAMPONE COSTITUITA DA UN ACIDO DEBOLE IN PRESENZA DI UN SUO SALE CON UNA BASE FORTE Proviamo ad analizzare il comportamento di una soluzione tampone costituita da un acido debole (HA) e del suo sale con una base forte (NaA). Nella soluzione si realizzeranno gli equilibri: i. HA H + A ii. NaA Na + A bisogna ora considerare che HA è un acido debole, che, per definizione, è poco o pochissimo dissociato, mentre il sale NaA, sempre per definizione, è completamente dissociato. 8
Per cui si può dire che: la reazione i) è completamente spostata a sinistra la reazione ii) è completamente spostata a destra pertanto in una soluzione di questo tipo avremo: molecole di HA indissociate ioni Na ioni A i. HA H + A ii. NaA Na + A (provenienti dalla dissociazione del sale). 9
Per calcolare il ph di questa soluzione, possiamo partire dalla espressione della costante di dissociazione dell acido: [ A ] [ H + ] [ HA ] = K A che risolta per la concentrazione idrogenionica diviene: [ H + ] = K A [ HA ] [ A ] 10
Questa espressione diviene ancora più semplice se introduciamo due approssimazioni che non incidono in maniera sostanziale sul meccanismo di calcolo. Facendo riferimento a quanto detto per le reazioni i) e ii), ossia: i. HA H + A ii. NaA Na + A che la prima è completamente spostata a sinistra la seconda è completamente spostata a destra, possiamo dire che: 11
la concentrazione dello ione A può essere considerata uguale alla concentrazione analitica del sale e, dunque, scrivere che [ A ] C S la concentrazione dell acido HA può essere considerata uguale alla concentrazione analitica dell acido e, dunque, scrivere che: [ HA ] C A 12
[ A ] C S [ HA ] C A utilizzando queste due approssimazioni, la equazione indicata per il calcolo della concentrazione idrogenionica [ H + ] K A [ HA ] = [ A ] Diviene: [ H + ] K A C = A C S 13
Questa espressione [ H + ] K A C A = C S può essere scritta in forma logaritmica e diviene: ph = pk A - log C A oppure ph = pk A + log Cs C S C A Quest ultima equazione prende il nome di Equazione di Henderson Hasselbalch ed è lo strumento comunemente utilizzato per il calcolo del ph delle soluzioni tampone. 14
L Equazione di Henderson Hasselbalch costituisce uno strumento estremamente utile nella pratica di laboratorio, ma presenta alcuni limiti e necessita di alcuni accorgimenti dettati dalla esperienza pratica Un tampone è tale solamente se ha una adeguata capacità tamponante, che viene definita come la quantità di acido o di base forte che è in grado di neutralizzare senza variare in maniera significativa il suo ph Questo si ottiene con una concentrazione adeguata del tampone stesso (usualmente 0.1 M) 15
ph = pk A + log C s / C A Inoltre il rapporto C S /C A non può assumere valori troppo grandi o troppo piccoli Anzi l esperienza ci dice che: la soluzione tampone è tanto più efficace quanto il rapporto C s / C A si avvicina ad 1 16
1 Caso: aggiunta di una base forte (NaOH) L aggiunta di una base forte (NaOH) alla soluzione tampone, influisce sugli equilibri che abbiamo descritto in precedenza: i) HA H + A ii) NaA Na + A l NaOH aggiunto si dissocia secondo la reazione: NaOH Na + OH per cui l aggiunta di NaOH alla soluzione tampone, corrisponde alla aggiunta di ioni Na e OH poiché la soda è una base forte e quindi totalmente dissociata. 17
L aggiunta di soda altera l equilibrio delle reazioni citate poiché: l aumento della concentrazione di Na fa spostare l equilibrio ii) verso sinistra NaA Na + A lo spostamento di ii) verso sinistra provoca, però, anche la diminuzione della concentrazione di A, la diminuzione della concentrazione di A nella reazione ii) provoca, per conseguenza, lo spostamento dell equilibrio i) HA H + A 18
La reazione i) reagisce al decremento della concentrazione di A spostandosi verso destra in modo tale da liberare una certa quantità di A e ristabilire l equilibrio globale della soluzione dando luogo alla reazione di neutralizzazione: H + + OH H 2 O L effetto della aggiunta di una modesta quantità di base forte, pertanto, viene tamponato dagli spostamenti degli equilibri i) e ii) che neutralizzano gli ioni OH aggiunti ed evitano variazioni significative del ph. 19
La spiegazione di questo fenomeno può essere data alla luce del principio di Le Chatelier L aggiunta della base determina incremento della concentrazione di [OH ] Gli ioni OH reagiscono con gli H formando acqua Il sistema reagisce a questa variazione scindendo una certa quantità di molecole di HA e liberando ioni H che vanno a sostituire i protoni che hanno reagito dando origine all acqua 20
2 Caso: aggiunta di un acido forte (HCl) Anche in questo caso, l aggiunta di HCl, corrisponde all aggiunta di ioni H e Cl, considerando che l acido cloridrico è un acido forte e quindi completamente dissociato. L aggiunta di questi ioni va ad alterare gli equilibri i) HA H + A ii) NaA Na + A e determina questa sequenza di eventi: 21
l aggiunta di H ne aumenta la concentrazione e fa spostare l equilibrio i) verso sinistra, HA H + A lo spostamento di i) a sinistra, provoca il decremento di A il decremento di A provoca, a sua volta, la reazione dell equilibrio ii) NaA Na + A l equilibrio ii) si sposta a destra in modo da liberare ioni A e riportare la soluzione in equilibrio. 22
l aggiunta di una modesta quantità di acido forte ad una soluzione tampone, non modifica in modo sostanziale il ph della soluzione stessa, poiché l aumento della concentrazione degli idrogenioni viene neutralizzato dagli spostamenti degli equilibri i) e ii) con formazione di una quantità dell acido debole indissociato corrispondente, che elimina buona parte degli idrogenioni aggiunti al sistema 23
Anche in questo caso la spiegazione può essere data dalla applicazione del Principio di Le Chatelier L aggiunta dell acido determina incremento della concentrazione di [H ] complessiva Il sistema reagisce a questa variazione favorendo la reazione tra una certa quantità di H e di A che formando molecole di HA e riportano la concentrazione idrogenionica ai valori iniziali 24
SOLUZIONE TAMPONE COSTITUITA DA UNA BASE DEBOLE IN PRESENZA DI UN SUO SALE CON UN ACIDO FORTE Una soluzione tampone di questo tipo può essere schematizzata come costituita da BOH (base debole) e BCl (sale della base debole con un acido forte). Ripetendo le stesse considerazioni fatte nelle pagine precedenti arriviamo a scrivere l espressione della Equazione di Henderson Hasselbalch per questo tipo di tampone: [ OH ] K B C B = C S 25
che può essere scritta in forma logaritmica: Oppure poh = pk B - log C B C S poh = pk B + log C S C B Anche in questo caso potremmo ripetere le stesse considerazioni fatte per l aggiunta di moderate quantità di acidi o di basi, aggiunte che non determinano significative variazioni dei valori di ph. 26
MISURA DEL ph La misura del ph di una soluzione viene usualmente effettuata utilizzando un phmetro, uno strumento che mediante una misura potenziometrica, è in grado di fornire un valore approssimato alla II cifra decimale. Una valutazione meno precisa, ma in qualche caso utile poiché estremamente semplice e immediata, si basa sull uso di indicatori, ossia sostanze che assumono colore diverso in funzione della concentrazione idrogenionica della soluzione in cui sono posti 27
Come si può spiegare questo comportamento Le sostanze utilizzate come indicatori sono acidi o basi organiche debolissime, che hanno la caratteristica di assumere colore diverso tra la forma indissociata e quella dissociata. Consideriamo un generico indicatore HIn, acido debole, che in acqua si dissoci secondo la reazione: HIn H + + In Ma HIn e In hanno colorazioni diverse, per cui la soluzione assume l uno o l altro colore a seconda della predominanza di una delle due specie, vale a dire dall andamento della reazione di dissociazione. 28
Gli indicatori sono elettroliti molto deboli e si utilizzano in concentrazioni molto piccole (in 100 ml di soluzione si aggiungono 2-3 gocce di una soluzione di indicatore all 1%) per cui gli ioni H provenienti dalla dissociazione dell indicatore contribuiscono in maniera trascurabile alla concentrazione idrogenionica totale della soluzione. Viceversa sarà quest ultima ad influenzare la reazione di equilibrio: HIn H + In Che tenderà a spostarsi a destra o a sinistra proprio a seconda che [H ] aumenti o diminuisca. 29
La costante di dissociazione dell indicatore sarà data da: [H ] [In ] K In = [HIn] Che può essere riscritta nella forma: [H ] [HIn] = K In [In - ] o nella forma: [H ] K In [HIn] = [In - ] Da cui è evidente che per [HIn] = [In - ], il rapporto è = 1 [H ] = K In ph = pk In 30
Partendo proprio da questa espressione: [H ] K In [ Hin ] = [ In - ] Possiamo affermare che quando: [H ] = K In la soluzione assumerà un colore intermedio tra quello della forma dissociata e quello della forma indissociata, il cosiddetto colore di viraggio [H ] > K In la soluzione assumerà il colore della forma indissociata [H ] < K In la soluzione assumerà il colore della forma dissociata 31
Che corrisponde a dire che, quando: ph = pk In la soluzione assumerà un colore intermedio tra quello della forma dissociata e quello della forma indissociata, il cosiddetto colore di viraggio ph > pk In la soluzione assumerà il colore della forma dissociata ph < pk In la soluzione assumerà il colore della forma indissociata 32
Nella tabella sono riportati alcuni esempi di indicatori il loro pk In ed il loro intervallo di viraggio, la cui ampiezza si aggira intorno a 1,3 1,7 unità ph Il campo di viraggio è generalmente compreso tra pk In + 1 e pk In - 1 Questi valori non sono stati scelti a caso, come vedremo E importante tuttavia sottolineare che: il colore che un indicatore impartisce ad una soluzione permette solo di stabilire se il valore del ph della soluzione stessa è superiore o inferiore al pk dell indicatore 33
[H ] K In [HIn] = [In - ] 34
Il colore della soluzione a cui sia stato aggiunto un indicatore, dipende dal valore del ph, ma dobbiamo considerare un altro evento, ossia il fatto che, mentre sono chiaramente riconoscibili le colorazioni nei casi descritti, delle incertezze ci possono essere ai valori di ph vicini al valore del pk In. Si è definito così l intervallo di viraggio, ossia l intervallo di ph costituito da: ph = pk In 1 Il problema nasce essenzialmente dalla difficoltà di percezione di colorazioni non perfettamente definite 35
ma quando il rapporto [HIn] / [In - ] = 10 Le molecole indissociate sono dieci volte più concentrate di quelle dissociate, predomina la loro colorazione, il colore è nettamente definito, la concentrazione idrogenionica è 10 volte maggiore di pk In, e quindi ph = pk In 1 Allo stesso modo, quando il rapporto [HIn] / [In - ] = 0.1 Le molecole dissociate sono dieci volte più concentrate di quelle indissociate, predomina la loro colorazione, la concentrazione idrogenionica è 10 volte minore di pk In, e quindi ph = pk In + 1 36
Titolazioni acido-base Metodo con il quale è possibile ricavare la concentrazione (titolo) incognita di una sostanza in soluzione facendola reagire completamente con un altra sostanza a titolo noto Rappresenta l applicazione più semplice delle reazioni di neutralizzazione Infatti se la sostanza a concentrazione incognita è una base, si aggiungerà un acido a concentrazione nota fino al raggiungimento del punto di equivalenza stechiometrica, ossia del punto in cui si ottiene una brusca variazione del ph evidenziata da un opportuno indicatore. 37
Assumendo di avere una soluzione di HCl incognita, la titolazione potrà avvenire usando una soluzione di NaOH a concentrazione nota. Si procede aggiungendo quantità crescenti di NaOH fino a quando non si registra la variazione di ph evidenziata dal viraggio di colore dell indicatore che indica che è stato raggiunto il punto di equivalenza. Conoscendo il volume della NaOH aggiunta (V) La concentrazione della NaOH (N) diviene semplice calcolare la quantità di acido incognito poiché è sufficiente applicare il principio di equivalenza 38
Principio di equivalenza : afferma che in una qualsiasi reazione chimica sono uguali il numero degli equivalenti dei reagenti che vi prendono parte per cui la neutralizzazione sarà completa solo quando il numero degli ioni H + liberati dall acido sarà uguagliato dagli equivalenti OH liberati dalla base aggiunta e potrà realizzarsi la reazione di neutralizzazione: H + + OH H 2 O In base alla definizione di normalità (numero di grammi equivalenti di una sostanza per litro di soluzione) conoscendo il volume della sostanza aggiunta (V) conoscendo la normalità della sostanza aggiunta (N) 39
Il calcolo diviene molto semplice, poiché V x N = numero di grammi-equivalenti aggiunti Ma il numero degli equivalenti aggiunti è uguale al numero degli equivalenti presenti nella soluzione incognita Per questo, conosciuta la quantità della sostanza aggiunta, si conosce anche la quantità della sostanza titolata In generale V 1 x N 1 = V 2 x N 2 Che rappresenta l espressione matematica del principio di equivalenza 40
SOSTANZE ANFOTERE Le sostanze che possono comportarsi sia da acido che da base secondo Brönsted Lowry vengono dette anfotere. Esempio può essere lo ione HCO 3 che, a seconda delle condizioni sperimentali, può dare origine a due equilibri diversi: HCO 3 + H 2 O H 3 O + + CO 3 2 HCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + OH Comportamento simile hanno molte sostanze sia inorganiche che organiche 41
Tra le sostanze organiche di notevole interesse per l importanza biologica, è il comportamento degli aminoacidi Sono molecole che possiedono due gruppi funzionali: Il gruppo acido COOH Il gruppo aminico NH 2 Per cui possono esistere in forma cationica (in soluzione sufficiente acida) in forma anionica (in soluzione sufficientemente basica) In forma anfoionica a particolari valori di ph (punto isoelettrico) 42
Il gruppo COOH può liberare un protone Il gruppo NH 2 può accettare un protone A ph fisiologico esiste come ione dipolare 43
La Glicina in soluzione acquosa da origine agli equilibri basicità crescente + H 3 N-CH 2 -COOH + H 3 N-CH 2 -COO catione - H + + H + ione dipolare + H 3 N-CH 2 -COO H 2 N-CH 2 -COO ione dipolare - H + + H + anione acidità crescente 44
Il punto isoelettrico è il valore di ph a cui la sostanza esiste contemporaneamente come anione e come catione, ossia come anfoione (ione dipolare) In queste condizioni presenta una carica elettrica pari a 0, per compensazione interna tra la carica positiva e la carica negativa Partendo dalle reazioni scritte in precedenza, possiamo calcolare le relative costanti di dissociazione K 1 e K 2 K 1 = [ione dipolare] [H + ] K 2 = [anione] [H + ] [catione] [ione dipolare] Moltiplicando K 1 x K 2 otteniamo: 45
K 1 x K 2 = [ione dipolare] [H + ] [anione] [H + ] [catione] [ione dipolare] [anione] [H + ] 2 K 1 x K 2 = [catione] Ma al punto isoelettrico i termini [catione] e [anione] sono uguali, per cui : K 1 K 2 = [H + ] 2 [H + ] = K 1 K 2 ph = pk 1 + pk 2 2 = pi 46
PRODOTTO DI SOLUBILITÀ Tutto quello che è stato detto per gli equilibri in soluzione riguardava i sistemi in fase omogenea Vediamo come si comportano i sistemi in fase eterogenea, ossia gli equilibri che si instaurano, in una soluzione satura, fra la parte disciolta e quella non-disciolta (corpo di fondo) di elettroliti poco solubili, ovvero quelle sostanze la cui solubilità è inferiore a 0,01 M da sottolineare che scarsa solubilità non è indice di un elettrolita debole i Sali sono tutti elettroliti forti e come tali la parte disciolta è totalmente dissociata in ioni 47
In una soluzione satura, in presenza di corpo di fondo, si stabilisce un equilibrio dinamico tra la parte disciolta (ioni) e quella ancora allo stato solido (molecole) Questo equilibrio è eterogeneo perché si realizza tra due fasi del sistema : il solido puro (solido) gli ioni in soluzione (liquido) come esempio esaminiamo il comportamento del AgCl, che in acqua si dissocia AgCl (sol) + aq = Ag + (aq) + Cl (aq) 48
La costante di equilibrio di questo processo è: a Ag + a Cl - K = a AgCl che viene espressa in funzione delle attività ma dato che AgCl è un solido puro (la concentrazione non dipende dalla P) gli possiamo assegnare attività 1, per cui l espressione rimane: K = a Ag + a Cl Identificando le attività con le concentrazioni, l espressione diviene: K ps = [Ag + ] [Cl ] 49
K ps = [Ag + ] [Cl ] K ps prende nome di prodotto di solubilità, questo valore: è una costante, a temperatura costante, rappresenta il valore massimo che il prodotto delle concentrazioni ioniche può assumere in soluzione uguaglia il prodotto delle concentrazioni ioniche solo in presenza del corpo di fondo. Ciò implica che il prodotto di solubilità è definibile solamente nel caso di soluzioni sature 50
Se ad una soluzione satura, viene aggiunto un composto avente uno ione a comune con il soluto, aumenta la concentrazione dello ione a comune, che determina una situazione temporanea in cui [ Ag + ] [ Cl ] > K ps per riportare il sistema al suo stato naturale si avrà la precipitazione di una parte del soluto stesso. Questo meccanismo viene definito effetto dello ione a comune ed ancora una volta è in accordo ed è spiegabile col Principio di Le Chatelier 51
A titolo di esempio consideriamo il comportamento di una soluzione satura di AgCl in cui si faccia incrementare la concentrazione degli ioni Cl aggiungendo del HCl o del NaCl Il sistema reagirà opponendosi a questa variazione in modo da diminuire la [Cl ], per fare ciò sposterà l equilibrio AgCl (sol) + aq = Ag + (aq) + Cl (aq) verso sinistra causando la precipitazione di una certa quantità di AgCl solido 52