Préparation des tampons

Définition d'un tampon

Tout d'abord, définissons ce qu'est une solution tampon.

Une solution tampon consiste généralement en un mélange d'un acide faible et de son sel, ou d'une base faible et de son sel. Les tampons acides sont ceux dont le pH est inférieur à 7, tandis qu'un tampon basique a un pH supérieur à 7.

Les tampons fonctionnent en éliminant les ions hydrogène (^H+) ou hydroxyde (^OH-) qui y sont ajoutés, empêchant ainsi le pH de changer ! Mais comment les tampons font-ils exactement cela ? Jetons un coup d'œil.

Disons que tu as une solution tampon ^{CH3COOH/CH3COO-}. L'acide acétique est un acide faible, il s'agit donc d'un type de tampon acide.

$$CH_{3}COOH_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons CH_{3}COO^{-}+H^{+}_{(aq)}$$

Si tu ajoutes une petite quantité d'acide fort à ce tampon, les ions acétate (^CH3COO-) du tampon se combineront avec les ions hydrogène (^H+) récemment ajoutés et créeront davantage d'acide acétique. Lorsque cela se produit, la solution tampon élimine la plupart des nouveaux ions hydrogène, empêchant ainsi le pH de subir des changements significatifs.

Maintenant, si tu ajoutes une petite quantité de base forte à cette solution tampon, celle-ci éliminera la majorité des ions OH- ajoutés en réagissant avec ^H+ pour former de l'eau !

Lestampons basiques fonctionnent de la même manière. Un exemple courant de tampon basique est une solution tampon ^NH3/NH4+.

$$NH_{(3\ aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons NH_{(4\ aq)}^{+}+OH^{-}_{(aq)}$$$.

Si tu ajoutes une petite quantité d'acide fort, les ions hydroxyde (^OH-) du tampon se combineront avec les ions hydrogène (^H+) récemment ajoutés pour former de l'eau. Si tu ajoutes une petite quantité de base forte à ce tampon, celui-ci éliminera la majorité des ions ^OH- ajoutés en réagissant avec ^NH4+ pour former _NH3.

pH et _pKa

LepH est défini comme une mesure de la concentration en ions [^H+] dans une solution. Lorsqu'il s'agit de tampons, nous pouvons utiliser l'équation de Henderson-Hasselbalch pour calculer le pH.

$$pH=pKa+log_{10}\frac{[A^{-}]}{[HA]}$$

où la concentration de l'espèce anionique (chargée négativement) est [^A-], la concentration de l'acide est [HA] et le logarithme négatif de la constante de dissociation de l'acide est pKa. Prenons un exemple !

pKa est le log négatif de la constante de dissociation de l'acide, appelée_Ka. Cette constante de dissociation de l'acide est utilisée par les chimistes pour déterminer la force d'un acide, car elle mesure sa capacité à se dissocier dans l'eau. Plus la_Ka d'un acide est élevée, plus il est fort !

$$Ka=\frac{[products]}{[reactants]}=\frac{[H^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}$$

$$pKa=-logKa$$.

Préparation des tampons et titrage

Maintenant que nous savons comment fonctionnent les tampons, intéressons-nous à leur préparation. Il y a trois façons de préparer une solution tampon :

La première façon consiste à mélanger un acide avec sa base conjuguée tout en gardant les concentrations des deux composants égales. Par exemple, un tampon contenant 0,10 M HClO et 0,10 M NaClO (aq).

La deuxième façon consiste à mélanger une base faible avec un acide fort. Ce tampon doit avoir une quantité plus élevée de l'espèce faible par rapport à l'espèce forte. Par exemple, un tampon composé de 1,0 M HCl mélangé à 1,25 M _NH3.

Une autre façon de préparer une solution tampon consiste à mélanger un acide faible avec une base forte. De même, ce tampon doit comporter une quantité plus élevée de l'espèce faible par rapport à l'espèce forte. Par exemple, un tampon contenant 1,50 moles de l'oxyacide faible _HNO2 et 1,25 moles de l'acide fort NaOH.

Lorsque l'on décide du tampon à utiliser, le meilleur choix consiste à préparer un tampon dont le pKa est le plus proche du pH souhaité. Mettons cela en pratique.

Les solutions tampons sont également utilisées dans les titrages. Au cours d'un titrage, une solution de concentration connue est ajoutée à la solution de concentration inconnue jusqu'à ce que le point final du titrage soit atteint. Tu peux en savoir plus sur les titrages en lisant"Types de titrages acide-base".

À titre d'exemple, examinons le titrage de 50,0 ml d'acide acétique 0,1 M, _CH3COOH(aq) avec 0,1 M NaOH (aq). Remarque qu'il s'agit d'un exemple de titrage d'un acide faible avec une base forte.

1. Au début du titrage, la solution ne contient que _CH3COOH(aq) et a un pH de 2,89.
2. Entre le pH initial et le point d'équivalence, NaOH est ajouté goutte à goutte à la solution, et les ions hydroxydes (^OH-) ajoutés convertissent _CH3COOH(aq) en ^{CH3COO- (} aq), formant une solution tampon!
3. Au point d'équivalence, l'acide est complètement neutralisé par la base ajoutée (moles d'acide = moles de base), ce qui entraîne la formation de la solution saline _CH3COONa(aq).
4. Après le point d'équivalence, il n'y a plus d'acide pour réagir avec l'excès de ^OH-.

Procédures de préparation des tampons

Voyons maintenant la procédure de préparation d'une solution tampon de pH connu.

Étape 1. La première étape de la préparation d'une solution tampon consiste à choisir le couple acide-base conjugué qui répond le mieux à tes besoins. Par exemple, si tu devais préparer une solution tampon de pH 6,3, tu choisirais un acide dont le pKa est le plus proche de celui du pH souhaité. Pour ce faire, nous calculons_Ka, puis nous trouvons un acide dont la valeur_Ka est proche de celle calculée, et dont la valeur _pKa est proche de 6,3.

$$pKa=-logKa$$

$$Ka=10^{-pKa}$$$$$$Ka=10^{-pKa}$$$$$$$$$$$$$.

$$Ka=10^{-6.3}=5.01\cdot 10^{-7}$$

L'acide carbonique (_H2CO3) a une_{valeur Ka} de 4,4 x ^10-7 et un _pKa1 de 6,37, c'est donc un excellent choix d'acide faible pour notre tampon. Pour fournir les ions de carbonate d'hydrogène, nous pouvons choisir un sel tel que le carbonate d'hydrogène de sodium (_NaHCO3).

Étape 2. Après avoir choisi les composants de notre solution tampon (_H2CO3/NaHCO3), nous devons calculer le rapport des composants du tampon en réarrangeant l'équation de Henderson-Hasselbalch.

$$pH=pKa+log\frac{[HCO_{3^{-}}]}{H_{2}CO_{3}}$$

$$6.30=6.37+log\frac{[HCO_{3^{-}}]}{H_{2}CO_{3}}$$

$$6.30-6.37=log\frac{[HCO_{3^{-}}]}{H_{2}CO_{3}}$$

$$10^{-0.07}=log\frac{[HCO_{3^{-}}]}{H_{2}CO_{3}}$$

$$\frac{[HCO_{3^{-}}]}{H_{2}CO_{3}}=\frac{0.85}{1}$$

Ainsi, pour chaque mole de _H2CO3 dans 1 L de solution, nous aurons besoin de 0,85 moles de _NaHCO3.

Étape 3. Maintenant que nous avons le rapport des composants, nous pouvons l'utiliser pour calculer la concentration de la solution tampon. Disons que dans ton laboratoire, tu as un stock de _H2CO3 0,5 M. Nous pouvons l'utiliser pour calculer la quantité de solution tampon. Nous pouvons l'utiliser pour calculer la quantité de _NaHCO3 nécessaire à mélanger avec l'acide faible pour créer une solution tampon d'un pH de 6,3.

Tout d'abord, calcule les moles d'acide carbonique.

$$Mol\ H_{2}CO_{3}=1.0L\cdot \frac{0.5mol\ H_{2}CO_{3}}{1.0L}=0.5\ moles\ H_{2}CO_{3}$$.

Utilise ensuite le rapport de tampon de l'étape 2 pour trouver les moles de _NaHCO3 à partir des moles de _H2CO3.

$$Mol\N-NaHCO_{3}=0.5\Nmoles\NH_{2}CO_{3}\cdot \frac{0.85\Nmol\N NaHCO_{3}}{1.0\Nmol\NH_{2}CO_{3}=0.43NaHCO_{3}$$$.

Ensuite, convertis les moles de _NaHCO3 en masse (en grammes).

$$g\N-NaHCO_{3}=0.43\Nmol\NN NaHCO_{3}\cdot \frac{84.006g\N NaHCO_{3}}{1.0mol\NN NaHCO_{3}}=36.12g\N NaHCO_{3}$$.

Maintenant, nous savons exactement quelle quantité de _NaHCO3 nous devons ajouter à notre _H2CO3 pour obtenir une solution tampon d'un litre !

Étape 4. La dernière étape de la procédure de préparation du tampon consiste à mélanger les composants ! Tout d'abord, nous devons peser 36,12 g de NaHCO3_et le dissoudre dans suffisamment de 0,5 M _H2CO3. Après la dissolution, nous devons ajouter plus de_{solution de H2CO3}0,5 M jusqu'à ce que nous obtenions un volume de 1,0 L.

Pour s'assurer que le pH est correct, on peut utiliser un pH-mètre. Si le pH est légèrement supérieur, ajoute quelques gouttes d'un acide fort jusqu'à ce que le pH souhaité soit atteint. Si le pH est un peu plus bas que prévu, ajoute quelques gouttes d'une base forte jusqu'à ce que le pH souhaité soit atteint.

Félicitations ! Tu viens de fabriquer une solution tampon ^H2CO3/HCO3- avec un pH de 6,3 !

Préparation des tampons et normalisation

Parlons de la normalisation. Les solutions tampons standardsont des solutions tampons de pH standard. Les solutions tampons standard ont différentes valeurs de pH et peuvent être préparées en combinant différentes solutions. Par exemple, nous pouvons fabriquer un tampon d'acide chlorhydrique d'un pH de 1,2 en mélangeant 50 ml de KCl 0,2 M avec 85,0 ml de HCl 0,2 M dans une fiole jaugée de 200 ml, puis en ajoutant de l'eau jusqu'à épuisement du volume !

Nous pouvons utiliser des solutions tampons standard pour étalonner un pH-mètre. Par exemple, lors de l'étalonnage d'un pH-mètre à l'aide de tampons normalisés de pH 7 et de pH 2, on place l'électrode du pH-mètre dans les solutions tampons de pH 7, puis on la laisse s'étalonner. La même chose est faite avec la solution tampon de pH 2 après !

Préparation du formol tamponné neutre

As-tu déjà entendu parler du formol ? La formaline est une solution qui est utilisée comme fixateur pour la conservation des échantillons biologiques. À faible concentration, le formol est bactériostatique, c'est-à-dire qu'il inhibe la croissance des micro-organismes, mais ne les tue pas.

Une façon de préparer un formol tamponné neutre à 10 % à partir de solutions mères consiste à mélanger 100,0 ml d'une solution mère de formaldéhyde à 37 %, 900,0 ml d'eau distillée, 4,0 g de _NaH2PO4, et 6,5 g de _Na2HPO4.

Maintenant, j'espère que tu te sens plus confiant lorsqu'il s'agit de préparer des tampons !