Si definisce una soluzione tampone una soluzione che si oppone alla variazione del pH per aggiunte moderate di acidi o basi.

Si tratta generalmente di soluzioni

• di un acido debole e il suo sale formato con una base forte (per esempio il sistema acido acetico - acetato di sodio) o, viceversa,
• di una base debole e il suo sale formato con un acido forte (per esempio il sistema ammoniaca - cloruro d'ammonio) o ancora
• di un sale, di una base debole e di un acido debole

Le soluzioni tampone sono ampiamente impiegate in chimica analitica e in quei processi dove è utile o necessario stabilizzare il pH su un valore desiderato. Caratteristica di questo genere di soluzioni è il potere tamponante, definito comunemente come la quantità di acido o base forte da aggiungere a una soluzione tampone per ottenere una variazione di pH unitaria.

L'acido debole HA è poco dissociato; l'equilibrio di dissociazione è

${\displaystyle {\ce {HA + H2O <=> H3O+ + A-}}}$

cui corrisponde la costante di dissociazione acida

${\displaystyle K_{a}=\mathrm {\frac {[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}} }$

il sale MA è invece completamente dissociato

${\displaystyle {\ce {MA -> M+ + A-}}}$

l'anione A^- prodotto dal sale fa quindi ulteriormente retrocedere la dissociazione dell'acido debole. Si possono quindi approssimare la concentrazione all'equilibrio dell'acido HA con il suo valore nominale ${\displaystyle C_{a}}$ e la concentrazione all'equilibrio dell'anione dissociato con quella nominale del sale ${\displaystyle C_{s}}$; l'espressione della costante di dissociazione può quindi essere riscritta come

${\displaystyle K_{a}={\frac {\mathrm {[H_{3}O^{+}]} C_{s}}{C_{a}}}}$

da cui si ottiene che

${\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]} =K_{a}{\frac {C_{a}}{C_{s}}}}$

e quindi

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{a}+\log {C_{s}}-\log {C_{a}}\;}$

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{a}+\log \left({\frac {C_{s}}{C_{a}}}\right)}$

quando ${\displaystyle C_{a}}$ e ${\displaystyle C_{s}}$ coincidono, il pH della soluzione coincide con il pK_a dell'acido debole.

La base debole MOH è poco dissociata; l'equilibrio di dissociazione è

${\displaystyle {\ce {MOH <=> M+ + OH-}}}$

cui corrisponde la costante di dissociazione basica

${\displaystyle K_{b}=\mathrm {\frac {[M^{+}][OH^{-}]}{[MOH]}} }$

il sale MA è invece completamente dissociato

${\displaystyle {\ce {MA -> M+ + A-}}}$

il catione M⁺ prodotto dal sale fa quindi ulteriormente retrocedere la dissociazione della base debole. Si possono quindi approssimare la concentrazione all'equilibrio della base MOH con il suo valore nominale ${\displaystyle C_{b}}$ e la concentrazione all'equilibrio del catione dissociato con quella nominale del sale ${\displaystyle C_{s}}$; l'espressione della costante di dissociazione può quindi essere riscritta come:

${\displaystyle K_{b}={\frac {\mathrm {[OH^{-}]} C_{s}}{C_{b}}}}$

da cui si ottiene che

${\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} =K_{b}{\frac {C_{b}}{C_{s}}}\;}$

e quindi

${\displaystyle {\text{pOH}}=\mathrm {p} K_{b}+\log {C_{s}}-\log {C_{b}}\;}$

${\displaystyle {\text{pH}}=14-\mathrm {p} K_{b}-\log {C_{s}}+\log {C_{b}}\;}$

quando ${\displaystyle C_{b}}$ e ${\displaystyle C_{s}}$ coincidono, il pH della soluzione coincide con il complemento a 14 del pK_b della base debole.

Per aggiunta di 0,01 mol/l di un acido forte (per esempio, acido cloridrico) in acqua distillata il pH passa da 7 a 2. Un salto di 5 unità che corrisponde a un aumento di 100.000 volte della concentrazione di ioni H⁺ liberi.

Per aggiunta della stessa quantità di acido forte a una soluzione tampone contenente 0,1 mol/l di acido acetico e 0,1 mol/l di acetato di sodio il pH passa da 4,75 a 4,65. Un salto di sole 0,1 unità.

• Acido acetico - acetato di sodio
• Idrossido di ammonio - cloruro d'ammonio
• Acetato d'ammonio
• Carbonato d'ammonio
• Bicarbonato di sodio
• Bicarbonato di sodio - carbonato di sodio
• Tricina
• HEPES

La costante di dissociazione acida per l'acido acetico è data dall'equazione

${\displaystyle K_{a}=\mathrm {\frac {[H^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}} }$

Dato che l'equilibrio coinvolge solamente un acido debole e una base, si può presumere che la ionizzazione dell'acido acetico e l'idrolisi dello ione acetato siano trascurabili. In un tampone con una uguale quantità di acido acetico e acetato di sodio, l'equazione di equilibrio si semplifica in

${\displaystyle K_{a}=\mathrm {[H^{+}]} }$,

e il pH del tampone, allo stesso modo, è il pK_a.

Per determinare l'effetto di addizione di un acido forte come HCl, la seguente formula matematica fornisce il nuovo pH. Dato che HCl è un acido forte, si ionizza completamente nella soluzione. Questo incrementa la concentrazione di H⁺ nella soluzione, che neutralizza poi l'acetato seguendo questa equazione:

${\displaystyle \mathrm {CH_{3}COO_{(aq)}^{-}+H_{(aq)}^{+}\to CH_{3}COOH_{(aq)}} }$

Gli ioni idrogeno consumati cambiano il numero effettivo di moli di acido acetico e degli ioni acetato:

${\displaystyle \mathrm {moli\ di\ CH_{3}COO^{-}=moli\ iniziali\ di\ CH_{3}COO^{-}-moli\ iniziali\ di\ HCl} }$

${\displaystyle \mathrm {moli\ di\ CH_{3}COOH=moli\ iniziali\ di\ CH_{3}COOH+moli\ iniziali\ di\ HCl} }$

Dopo aver considerato la variazione di volume per determinare le concentrazioni, il nuovo pH può essere calcolato dall'equazione di Henderson-Hasselbalch. A qualsiasi neutralizzazione risulterà una variazione minima di pH, dato che si utilizza una scala logaritmica.

Lo stesso argomento in dettaglio: Equilibrio acido base.

Le reazioni biochimiche sono particolarmente sensibili al pH infatti le molecole biologiche contengono gruppi di atomi che possono caricarsi o essere neutri in funzione del pH e ciò ha effetto sull'attività biologica della molecola. Negli organismi pluricellulari il fluido all'interno della cellula e i fluidi che circondano le cellule hanno un pH caratteristico e praticamente costante che viene mantenuto da sistemi tampone biologici come il sistema diidrogeno fosfato e il sistema acido carbonico.

• D.C. Harris, Chimica analitica quantitativa, Zanichelli, 2005
• M. Forina, Introduzione alla chimica analitica (2 volumi), ECIG, 2003

• pH
• Potere tamponante
• Potere tampone del terreno

• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su soluzione tampone

• tampone, su Treccani.it – Enciclopedie on line, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
• tampone acido-base, in Dizionario di medicina, Istituto dell'Enciclopedia Italiana, 2010.
• (EN) buffer, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
• Calcolo del pH di soluzioni tampone - programma freeware, su www2.iq.usp.br.

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