SOLUZIONI TAMPONE

Le reazioni biologiche avvengono ad un pH rigorosamente controllato da efficienti sistemi tampone; una soluzione acquosa che contiene un sistema di controllo del pH viene chiamata soluzione tampone: in esse l’aggiunta di un acido o di una base riesce a influenzarne solo parzialmente il pH, che si mantiene quasi costante. Infatti, la soluzione tampone limita le variazioni di pH che si dovrebbero osservare dopo l’aggiunta di moderate quantità di acidi o basi forti.

Per il tamponamento a pH molto acidi o molto basici si usano rispettivamente acidi o basi forti; invece, a pH non troppo acidi o basici, si sfruttano le proprietà di acidi e basi deboli per tamponare.

In particolare una soluzione tampone contiene nella stessa soluzione una concentrazione simile (paragonabile) di entrambe le specie che formano gli elementi di una coppia coniugata acido/base debole. Le soluzioni tampone possono essere:

• costituite da una soluzione contenente un acido debole e il suo sale con una base forte, come l’acido acetico (CH3COOH, acido debole) con l’acetato di sodio (CH3COONa: che deriva da acido acetico + idrossido di sodio, NaOH, base forte);
• costituite da una base debole e il suo sale con un acido forte, per esempio ammoniaca (NH3, base debole) e cloruro di ammonio (NH4Cl: che deriva da ammoniaca + acido cloridrico, HCl, acido forte).

Meccanismo di funzionamento del sistema tampone

Il funzionamento del sistema tampone si basa sul ruolo della coppia coniugata acido/base debole, schematicamente indicata come HA/A–.

In particolare HA tampona gli ioni OH–provenienti dalla dissociazione di una base forte (ad esempio NaOH):

HA + OH– → A– + H2O

Viceversa A– tampona gli ioni H+ provenienti dalla dissociazione di un acido forte (ad esempio HCl):

A– + H+ → HA

Quindi nel sistema tampone il pH viene mantenuto pressoché costante grazie alla mobilità dell’equilibrio della coppia coniugata HA/A– perturbato dagli ioni OH– e H+.

L’acido HA deve essere debole perché il suo equilibrio con A– deve essere spostato verso la formazione dell’acido indissociato. Solo in tal modo, infatti, lo ione H+, aggiunto come acido forte, può essere sequestrato da A–,riformando HA.

Allo stesso modo HA, essendo indissociato, è pronto a sequestrare gli ioni OH– aggiunti sotto forma di base forte.

La presenza dello ione A– nel tampone deve essere paragonabile a quella di HA, pertanto esso viene aggiunto in genere sotto forma di sale di HA.

Infatti la quantità di A– proveniente dalla dissociazione di HA sarebbe troppo esigua e quindi insufficiente per sequestrare gli ioni H+ aggiunti sotto forma di acido forte.

Equazione di Henderson-Hasselbalch (Equazione H-H)

Per calcolare il pH di una soluzione tampone si utilizza l’equazione di Henderson-Hasselbalch, derivante dalla trasformazione logaritmica dell’espressione della Ka (o Kb per il pOH).

Nel calcolo di [A–] bisogna tener conto solo di A– proveniente dalla dissociazione completa del sale di HA, perché quello derivante dalla dissociazione di HA è trascurabile. Inoltre, proprio per la debolezza di HA, si può assumere che [HA] sia uguale a quella teorica dell’acido utilizzato per preparare la soluzione. Quindi l’equazione di Henderson-Hasselbalch per calcolare il pH di una soluzione tampone può essere semplificata.

ESEMPIO

In soluzione il sale si dissocia liberando, nel caso dell’acetato di sodio, lo ione acetato, che rappresenta la base coniugata dell’acido acetico. Infatti:

CH3COOH  → CH3COO– + H+

L’acido acetico e lo ione acetato formano, insieme, una coppia acido/base coniugata: essendo l’acido acetico un acido debole, lo ione acetato sarà una base forte (secondo Brönsted e Lowry).

In un sistema tampone si crea un equilibrio tra la forma acida (o basica) di una sostanza e il suo sale coniugato.

Quando in soluzione c’è un acido debole si ha sempre che una percentuale di acido dissociata e una percentuale non dissociata: ciò “minimizza” la variazione della concentrazione degli ioni H+ , e quindi del pH.

Anche quando verranno aggiunti acidi o basi molto forti, il pH del tampone cambierà di poco. Aggiungendo per esempio, un acido forte alla soluzione tampone acido acetico/acetato, una parte degli ioni H+ liberati vengono “catturati” dalla base coniugata (acetato), che si trasforma nell’acido in forma indissociata e il pH varierà molto meno rispetto alla variazione che si avrebbe aggiungendo la stessa quantità di acido forte all’acqua pura:

CH3COO– + H+ → CH3COOH

Lo ione acetato tampona l’aggiunta di acido forte alla soluzione.

Se aggiungiamo una base forte, invece, sarà l’acido acetico a liberare ioni H+ sottratti alla base forte, minimizzando così la riduzione della concentrazione di H+ (e quindi l’aumento del pH) determinata dalla base:

CH3COOH → CH3COO– + H+

Scelta del sistema tampone e intervallo di pH utile per il tamponamento

In una soluzione tampone il valore di pKa è fisso e quindi il suo pH dipende solo dal logaritmo del rapporto [base]/[acido]. In questo rapporto le concentrazioni di base e di acido devono essere paragonabili per avere una buona proprietà tampone.

Ciò si verifica in un ristretto intervallo di pH (zona ombreggiata in fig.), in cui vi sono le maggiori variazioni relative tra [acido] e [base] che, però, sono “appiattite” dalla funzione logaritmica. In questa zona il pH varia poco, anche se ci sono grosse variazioni tra [acido] e [base].

Quindi la zona di tamponamento è centrata sul pKa dell’acido debole prescelto e può discostarsi al massimo di 1 unità di pH inferiore o superiore:

pKa – 1 ≤ pH ≤ pKa + 1

In particolare:

pH = pKa – 1   ⇒   [acido] = 10 • [base]
pH = pKa + 1    ⇒     [base] = 10 • [acido]

Quindi, un sistema tampone ha una zona di tamponamento limitata a sole 2 unità di pH. Ciò implica che, una volta stabilito il valore di pH a cui è richiesta l’efficienza di tamponamento, bisogna scegliere una coppia coniugata acido/base debole che abbia un pKa prossimo al valore di pH del tamponamento.

Sistemi tampone fisiologici

In condizioni normali il pH del sangue circolante può subire solo piccolissime oscillazioni intorno al valore di 7,4. Negli alveoli polmonari il pH può innalzarsi fino a 7,6, mentre nei tessuti periferici abbassarsi fino a 7,2.

Per mantenere costante il pH del sangue, esistono tre sistemi tampone:

    •    H2CO3/HCO3–

    •    H2PO4–/HPO42–

    •    proteina/proteinato (albumina, emoglobina, …)

Tra questi tre sistemi quello più efficace è H2CO3/HCO3–, in quanto è un sistema tampone aperto (rigenerabile). Infatti i due componenti di questo tampone sono in continuo scambio con l’esterno grazie ai polmoni (eliminazione di H2CO3 sotto forma di CO2) ed i reni (eliminazione di HCO3–).

Infatti H2CO3 è in continuo equilibrio con CO2 secondo la reazione:

CO2+ H2O → H2CO3

La CO2 prodotta dal metabolismo dei tessuti viene convertita in H2CO3 a livello periferico, ma ridiventa CO2  nei polmoni e quindi eliminata con gli atti respiratori.

Quindi è possibile valutare la [H2CO3] attraverso una misura della pressione parziale di CO2 (p CO2).

Lo ione HCO3– è invece recuperato durante la filtrazione del sangue nei reni a livello del glomerulo.

Infatti dal catabolismo degli amminoacidi si produce la base NH3 che, quindi, può convertire H2CO3 in HCO3–.

Quindi il sistema tampone H2CO3/ HCO3– è regolato dalla:

    •    componente respiratoria CO2, in equilibrio con H2CO3;

    •    componente renale (metabolica) HCO3–.

In tale sistema il valore di pKa1 di H2CO3 (ricalcolato a 37°C e alle condizioni di osmolarità del sangue) è 6,1 e quindi abbastanza diverso dal pH del sangue (7,4).

Dal calcolo riportato a lato emerge che [HCO3–] è circa 20 volte [H2CO3]

Anche se le concentrazioni dei due componenti del tampone non sono paragonabili (il sistema non opera alle condizioni ottimali di pH), esso è efficace perché i due organi (polmoni e reni) mantengono costante il rapporto [HCO3–]/[ H2CO3].

Essendo un sistema aperto, è possibile riaggiustare il pH del sangue attraverso compensazioni di una delle due componenti.

Da Chimica: concetti e modelli blu, Autori: Valitutti, Falasca, Tifi, Gentile 
dal sito della Zanichelli   http://online.scuola.zanichelli.it/chimicafacile/files/2011/03/esp94.pdf

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