Le soluzioni tampone Se in una soluzione acquosa sono presenti un acido debole e la sua base coniugata (CH3COOH e CH3COO-;H2CO3 e HCO3 -, etc.) in concentrazioni approssimativamente uguali si ha una soluzione tampone e tampona bene quando il pH della soluzione è = al pK dell’acido debole +o- 1 unità di pH Le soluzioni tampone hanno proprietà chimiche peculiari: Il pH tende a rimanere costante per piccole aggiunte di acidi e basi forti

CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O+ [ CH3COO- ] [ H3O+ ] Ka = [ CH3COOH ] Il CH3COO- tampona piccole aggiunte di H+ perché l’equilibrio della reazione si sposta verso destra per il principio dell’equilibrio mobile e H3O+tampona piccole aggiunte di OH - Ka = [ CH3COO- ] [ H3O+ ] [ CH3COOH ] dalla quale si ha: 1/Ka 1/[ H3O+ ] = [ CH3COO- ] [ CH3COOH ]

pKa + log [ CH3COO- ] pH = [ CH3COOH ] e quindi: Questa è l’equazione di Handerson Hasselbach Se le concentrazioni delle due specie CH3COOH e CH3COO- sono uguali, pH=pKa. perciò si ha il massimo potere tamponante Un tampone funziona bene se il pKa -1<pH della soluzione è >pKa +1 Per l’acido acetico il pK =4.7 Qual è il range di pH a cui lo usereste come tampone?

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- A bassi valori di pH (per es. pH 3.7) la forma dominante nell’equilibrio chimico è l’acido acetico, mentre ad alti valori di pH (per es. pH 5.7) la forma dominante è quello dello ione acetato. Quando il pH = pKa, l’acido acetico (CH3COOH) è dissociato al 50%. [Ad un pH pari al pKa si ha il massimo potere tampone di una soluzione.

La scelta di una soluzione tampone dipende sempre dal valore di IMP! La scelta di una soluzione tampone dipende sempre dal valore di pH che deve essere mantenuto costante Il pH del sangue è mantenuto costante da alcuni soluti che svolgono una efficace azione tampone; nell’uomo sano a riposo il pH del sangue è 7,35-7,45 (arterioso 7,4 venoso 7,37) Tampone acido acetico/acetato: è un tampone utile a mantenere il pH di una soluzione intorno a 5, e non al valore fisiologico di 7,4 →quindi non è adatto all’utilizzo negli organismi viventi.

Esso è infatti un acido triprotico: Es TAMPONI FOSFATO L’acido fosforico e i suoi anioni possono dar luogo a tre diversi tipi di tampone di particolare interesse. Esso è infatti un acido triprotico: H3PO4 H+ + H2PO4- K1=6.9x10-3 pKa1=2.16 H2PO4- H+ + H PO42- K2=6.2x10-8 pKa2=7.21 H PO42- H+ + PO43- K3=4.8x10-13 pKa3=12.32 e possono essere individuate tre coppie acido-base coniugate: H3PO4 / H2PO4- pKa1=2.16 H2PO4- / H PO42- pKa2=7.21 H PO42- / PO43- pKa3=12.32 di cui è particolarmente importante la seconda che permette di preparare tamponi a pH intorno a 7.4

Lo ione idrogeno come specie altamente reattiva H+ Legame con le proteine (enzimi, proteine contrattili, proteine di trasporto etc.) Alterazioni strutturali Alterazioni funzionali

Perché è importante mantenere il pH costante? Es. pH INTRA-ed EXTRACELLULARE Attività enzimatiche: il pH può influenzare il legame di un enzima con il substrato e l'attività catalitica dell’enzima TRASPORTATORE degli ACIDI BILIARI Trasporto di ioni e molecole: i siti di legame delle proteine che trasportano ioni e molecole da un versante all'altro delle membrane biologiche presentano gruppi funzionali il cui grado di ionizzazione è essenziale per il legame con lo ione o molecola da trasportare.

La capacità dell'emoglobina, proteina di trasporto posta non nella membrana ma nel citoplasma del globulo rosso, di legare l'O2è alterata da variazioni di pH: una acidificazione diminuisce la forza con cui l'emoglobina lega l’ossigeno Contrazione muscolare: abbassando il pH intracellulare nel muscolo cardiaco si ottiene una riduzione della forza di contrazione.

Regolazione acido base: Produzione metabolica ed eliminazione di acidi ed alcali Le variazioni di pH nei liquidi organici devono mantenute entro limiti molto ristretti (mammiferi tra 6.8 – 7.8) Liquidi corporei pH Bile cistica 5,6 – 8,0 Citoplasma cellule muscolari scheletriche 6,9 Feci 5,9 – 8,5 Liquido cerebro-spinale 7,35 Saliva 5,8 – 7,1 Sangue arterioso 7,40 Sangue venoso Succo gastrico 0,7 – 3,8 Succo intestinale 7,0 – 8,0 Succo pancreatico 7,5 – 8,8 Urina 4,5 – 8,0 Le variazioni di pH nei liquidi organici devono mantenute entro limiti molto ristretti (mammiferi tra 6.8 – 7.8). La stabilità del pH è insidiata da acidi forti (solforico, cloridrico e fosforico) prodotti nel corso del metabolismo proteico.

Controllo del pH= essenziale per numerose funzioni fisiologiche L'attività metabolica dei tessuti causa un'enorme produzione di H+ (es.: produzione di CO2) La cellula è quindi costretta ad un costante lavoro per eliminare H+ in eccesso Il pH del sangue deve essere il più possibile costante, circa 7.4, altrimenti si possono manifestare il coma acidosico (pH < 7.0)  o la tetania alcalosica (pH > 7.8). Pertanto le variazioni massime dal pH ottimale di 7.4 non possono superare il valore di ± 0.4  per non andare incontro a pericolose patologie. I tamponi più importanti del sangue sono 1.Il tampone CO2/HCO3- 2.Il tampone idrogeno fosfato/diidrogenofosfato 3.Le proteine (Hb)

20.000 mmoli/die vs 80 mmol/die altri acidi Ogni giorno il nostro organismo produce acidi. La maggior quantità di acido prodotto è conseguenza della respirazione cellulare. CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- Acido carbonico 20.000 mmoli/die vs 80 mmol/die altri acidi La reazione di idratazione è spontanea ma troppo lenta per i ritmi metabolici: l’enzima eritrocitario anidrasi carbonica consente una velocità di reazione di 100 volte superiore rispetto a quella spontanea e ciò evita l’accumulo della CO2 nel sangue sotto forma gassosa, avendo l’enzima la capacità di catalizzare l’idratazione di 600.000 molecole di CO2 al secondo. 2

Sistemi tampone Le soluzioni tampone (acido debole e base coniugata) hanno la proprietà di consentire minime variazioni di pH in seguito all’aggiunta di modeste quantità di acido o base 2

proteina = H+ + ione proteinato- Il pH dei fluidi del'organismo, in particolare del sangue, è regolato attraverso un complesso meccanismo omeostatico. Dal punto di vista chimico, ad esso concorrono principalmente tre sistemi tampone: diidrogenofosfato - idrogenofosfato H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO42- 2. acido carbonico - idrogenocarbonato CO2 + H2O = H2CO3 = H+ + HCO3 3. proteine - anioni proteinato proteina = H+ + ione proteinato- Il pH del sangue deve essere mantenuto entro limiti abbastanza rigidi. Il valore normale nel sangue arterioso è 7.4: già a valori inferiori a 7.35 e superori a 7.45, i patologi parlano rispettivamente di acidosi e alcalosi. Valori di pH inferiori a 7 e superiori a 7.8 sono incompatibili con la vita.

Bicarbonato/Ac. carbonico Equilibrio Acido-Base Gli ioni H+ non appena prodotti, vengono immediatamente neutralizzati sistema tampone Bicarbonato/Ac. carbonico rene / respirazione [H+] 35-40 nmol/l 2

Equilibrio acido-base del sangue Equilibrio acido-base: il pH arterioso è attentamente regolato affinché rimanga entro il normale intervallo tra 7,35 e 7,45. L’acidosi è una diminuzione del pH sotto il valore di 7,35, mentre l’alcalosi è un aumento sopra il valore di 7,45 Cause di squilibrio dell’equilibrio acido-base del sangue: l'acidosi respiratoria è causata da un aumento della pressione di anidride carbonica (Pco2 ), mentre l'alcalosi respiratoria è causata da una diminuzione della Pco2. L'acidosi e l'alcalosi metabolica sono alterazioni del pH del sangue causate da motivi diversi dalle variazioni della Pco2 ma dovute allo ione bicarbonasto Tre "linee di difesa“ dell’equlibrio acido-base: proteggono contro le modificazioni del pH del sangue: (1) L'azione dei sistemi tampone sugli ioni idrogeno, (2) la compensazione respiratoria e (3) la compensazione renale La compensazione dei sistemi tampone: agisce immediatamente, in quanto i tamponi chimici sono sempre presenti nel sangue. Il sangue, però, ha una capacità tampone limitata e quando un eccesso di ioni idrogeno viene aggiunto al plasma, quelli tamponati devono essere eliminati dal corpo per non saturare la capacità tampone La compensazione respiratoria: Il sistema respiratorio contribuisce all’equilibrio acido-base regolando i livelli di anidride carbonica nel sangue. L’anidride carbonica puo’ essere convertita in acido carbonico mediante enzima anidrasi carbonica. il sistema respiratorio agisce entro alcuni minuti eliminando ioni idrogeno sotto forma di anidride carbonica La compensazione renale: il sistema renale richiede invece ore o giorni per sintetizzare nuovo bicarbonato e per eliminare gli ioni idogeno in eccesso.

Componente respiratoria Componente metabolica Sistemi tampone Il sangue contiene una miscela di tamponi. Nel plasma e nel fluidi extracellulari il sistema tampone più importante dell’organismo è il sistema bicarbonato-acido carbonico :   H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3- Base coniugata Acido debole Componente respiratoria Componente metabolica pKH2CO3 = 6.1 Perché è un ottimo tampone? 2

Sistema Bicarbonato-Acido Carbonico [HCO3-] pH = pK’1+ Log [CO2] [CO2] = pCO2 Equazione di Henderson-Hasselbalch Legge di Henry 2

Sistema Acido Carbonico-Bicarbonato In condizioni normali: pK’1 = 6.1  = 0,03 pCO2 = 40 mmHg [HCO3-] = 24 mmol/L [HCO3-] pH = pK’1+ Log p CO2 pH = 6,1 + Log 20 = 7,4 pH ‘ideale’ Il sistema anidride carbonica-bicarbonato è il tampone più concentrato nel sangue umano I tessuti producono continuamente CO2, il polmone elimina CO2 con la respirazione ed il rene elimina HCO3- nell’urina. Questi meccanismi, agendo di concerto, mantengono costante il rapporto [HCO3-] / [CO2] e conseguentemente il pH del sangue 2

Poiché i sistemi biologici sono sistemi aperti non all’equilibrio, o meglio, in disequilibrio stazionario, la frazione di saturazione per una reazione in vivo sarà soggetta a fluttuazioni dovute ai cambiamenti delle condizioni. Ad esempio, lo ione HCO3- , che costituisce il sistema tampone più importante del sangue, si trova in una condizione di equilibrio dinamico, in risposta alle variazioni del pH e alla concentrazione di CO2 nei vari tessuti umani. pK= 6.1 H2O +CO2 H2CO3 HCO3- + H+ Se si alcalinizza il pH nel sangue, H2O e CO2 reagiscono a dare H2CO3 che dissocia un H+ e lo ione HCO3- acidificando il sangue Se si abbassa il pH nel sangue, lo ione HCO3- si protona a dare H2CO3 che, in eccesso, si dissocia a dare H2O +CO2 Il tampone acido carbonico bicarbonato tampona da pH 5.1 a pH 7.1 ma in realtà è 7.4 perché si considerano le concentrazioni di HCO3- e pCO2

La concentrazione del bicarbonato è regolata principalmente dal sistema renale, mentre la pressione parziale della CO2 nel fluido extracellulare è controllata dalla rate respiratoria. Questo tampone ha quindi il vantaggio di essere sotto il controllo di due sistemi che giocano nella regolazione del pH. Quando un’alterazione dell’equilibrio acido-base deriva da variazioni del bicarbonato si parla di disordini acido-base metabolici. Quando l’alterazione deriva da variazioni della PCO2 si parla di disordini acido-base di tipo respiratorio

acidosi alcalosi HCO3- PACO2 HCO3- metabolica respiratoria Diminuzione della filtrazione di bicarbonato Aumento della CO2 nel plasma Diminuzione della CO2 per iperventilazione Aumento del bicarbonato nel plasma HCO3- H2O +CO2 HCO3- + H+

Produzioni giornaliere di H+ e CO2 adulti: 50-70 millimoli infanti: 1-2 millimoli/Kg CO2 A riposo: 12 000 - 15 000 millimoli (288-360 litri) In attività: fino a 50 000 millimoli Contenuto di CO2 in lattina di Coca Cola: 258 millimoli CO2 + H2O  H+ + HCO3- Ogni giorno l’organismo produce fino a 15 litri di acido cloridrico 1 molare, o 1.5 litri di acido cloridrico fumante, ma il pH deve assolutamente rimanere 7.37-7.43 Difese dell’organismo contro CO2 e H+: Sistemi tampone del sangue (secondi) Fosfati, proteine, bicarbonato Regolazione della respirazione (minuti) Regolazione renale (ore/giorni)

/ H + + HCO3 - H2CO3 plasma CO2 + H2O CO2gas Es. Il più efficace tampone fisiologico a pH 7.4 Il tampone ACIDO CARBONICO /BICARBONATO (sangue- polmoni) H2CO3 HCO3 - / H + + HCO3 - Equilibrio 1 SANGUE Fase acquosa H2CO3 plasma sangue Equilibrio 2 Disciolta nel sangue CO2 + H2O L’acido carbonico nel plasma è in equilibrio con una grande riserva di CO2 gas (polmoni) Se aggiungiamo H+ al sangue ( es quando passa attraverso i tessuti ) aumenta la [ H2CO3] Questo porta ad un aumento della CO2 disciolta e di conseguenza la pCO2 nei polmoni così viene eliminata con la respirazione Se aggiungiamo OH- la reazione è opposta perciò diminuzione della [H+] che sposta l’equilibrio 1 verso destra ; diminuzione di [H2CO3] e diminuzione [CO2] disciolta e aumenta la SOLUBILIZZAZIONE della CO2 nel plasma LA VELOCITA’ DELLA RESPIRAZIONE REGOLA e MANTIENE COSTANTE il pH Equilibrio 3 Spazi aerei dei polmoni (fase gassosa) CO2gas

Tampone fosfato 7.2 Il tampone fosfato è meno importante del sistema bicarbonato perché nei fluidi extracellulari è molto meno concentrato. Risulta invece un sistema importante a livello renale perché il fosfato si concentra nel tubulo renale ed inoltre il pH nel tubulo è inferiore a 7.4 portandosi quindi molto vicino al pK del sistema fosfato che quindi ha un ottimo potere tampone. Il sistema fosfato è un ottimo tampone intracellulare dove risulta molto concentrato ed inoltre anche qui il pH intracellulare è molto vicino al pK del sistema rendendolo quindi molto efficace. Ifosfati sono più elevati all'interno delle cellule e nei tubuli renali ⇒più efficaci come tamponi intracellularied urinari. Questo tampone (molto usato in laboratorio) è scarsamente utilizzato nel sangue ⇒solo 1%del potere tampone totale ⇒la concentrazione sanguigna di fosfatinel sangue (fosfatemia) è bassa (1 mM).

Tampone delle proteine 75% del potere tampone dell’organismo: Emoglobina: = 21 mM H+/pH Proteine del plasma: = 3-4 mM H+/pH Emoglobina (intracellulare) Albumina (extracellulare) L'azione tampone sul pH del sangue dell'emoglobina avviene con due meccanismi, quello molecolare, che si basa sull'intervento dei gruppi ionizzabili della molecola dell'emoglobina che possono assumere o cedere protoni col variare del pH e il meccanismo funzionale, basato sull'effetto bohr a livello dei tessuti periferici e l'effetto haldane a livello dei polmoni. Per farla breve a livello dei tessuti periferici le cellule, grazie al catabolismo, producono un sacco di CO2, la quale combinandosi con l'H2O (in presenza dell'enzima anidrasi carbonica) forma l'H2CO3, l'acido carbonico, il quale si dissocia in H+ e HCO3-, quindi accumulandosi gli H+ il pH si abbassa, andando verso l'acidosi. Qui interviene l'emoglobina, la quale proviene dai polmoni, quindi è ossigenata, ma siccome ha un'affinità maggiore per l'H+, in presenza di tanti ioni H+ tende a rilasciare l'O2 ai tessuti e a prendere l'H+ in eccesso nel sangue, "tamponando" in questo modo l'eccesso di idrogenioni. A livello polmonare invece avviene l'opposto, siccome c'è una grande quantità di O2 che entra grazie alla respirazione (questo avviene infatti a livello degli scambi gassosi tra alveolo e capillare polmonare) l'emoglobina cui è legato l'H+ tende a rilasciare l'idrogenione a causa della basicità dell'ambiente, subisce quindi una modificazione conformazionale che le fa assumere una minore tendenza a legare H+(quindi tampona la basicità) e una maggiore a legare l'O2, per cui l'H+ rilasciato si lega con l'HCO3- che in precedenza si era dissociato e (sempre in presenza dell'enzima anidrasi carbonica) riforma acido carbonico (H2CO3), il quale si dissocia nuovamente in H2O e CO2 e quest'ultima viene eliminata con l'espirazione.

PRODUZIONE H+ nell’organismo Sono prodotti nell’organismo dal Metabolismo ossidativo dgli AA di proteine solforate assunte con la dieta (circa 60 mmol/giorno). Eliminazione degli idrogenioni con le urine. (dieta ricca di proteine animali=urine molto acide) Sono prodotti nell’organismo anche dal Metabolismo ossidativo dei glucidi, lipidi e proteine che producono CO2 e H2O. La CO2 in acqua forma un acido debole= acido carbonico che si dissocia in H+ e HCO3- Queste quantita’ di H+ possono sbilanciare l’equilibrio acido-base. Eliminazione della CO2 attraverso la respirazione (Acido carbonico= acido volatile

Le oscillazioni del pH fisiologico dipendono da una parte dai processi metabolici che possono produrre acidi organici (acido lattico, acido ß-idrossibutirrico, acido acetacetico, etc) e acidi inorganici (acido carbonico, ione diidrogenofosfato), e dall'altra parte le variazioni di pH dipendono dall'alimentazione che può far introdurre sali alcalini di Na+, K+, Ca++ e Mg++. In particolare i carnivori hanno una dieta  ricca di composti acidi e sono quindi prevalentemente tendenti all'acidosi, mentre l'inverso succede agli erbivori (tendenza all'alcalosi).

Quindi Il pH del sangue viene mantenuto più o meno costante dal suo potere tampone dovuto ai tre sistemi acido-base coniugati:  acido carbonico / bicarbonato, diidrogenofosfato / idrogenofosfato e proteine / proteinati Il primo sistema è il più importante perché viene direttamente regolato dalla respirazione.

Sistema CO2-bicarbonato CO2 + H2O  H2CO3  H+ + HCO3- Reazione di idratazione della CO2 Lenta (secondi), ma accelerata da anidrasi carbonica (presente nei globuli rossi) Reazione di ionizzazione dell’acido carbonico Molto veloce: l’acido carbonico praticamente non esiste al pH del sangue (7.4) CO2 + H2O  H+ + HCO3- pK=6.1

Visione d’insieme delle anomalie dell’equilibrio acido-base e dei meccanismi di compensazione Fig. 18.28 di Germann-Stanfield, Fisiologia umana, EdiSES, 2003

È importante sottolineare che il pH del sangue non dipende dalla quantità assoluta di bicarbonato e Co2, ma dal loro rapporto, per cui un aumento o una diminuzione proporzionali dei due composti non fa variare il pH del sangue. Tuttavia una riduzione dei composti basici nel sangue, ad esempio a causa di diete carenti di queste sostanze o di eccessiva sudorazione, farebbe diminuire la quantità di bicarbonato senza alterare la quantità di Co2 disciolto e quindi, diminuendo il rapporto [base]/[acido], si avrebbe un abbassamento del pH del sangue con conseguente acidosi. La diminuzione del pH sanguigno stimola però la respirazione e la iperventilazione che ne consegue porta alla eliminazione della CO2 in eccesso fino a ristabilire il normale rapporto [base]/[acido].   : CO2 + H2O  H+ + HCO3-

Viceversa un aumento delle basi nel sangue farebbe aumentare la quantità di CO2 combinata con esse (cioè lo ione bicarbonato) e di conseguenza anche il rapporto [base]/[acido], per cui si alzerebbe il pH del sangue con conseguente alcalosi. In questo caso la respirazione viene inibita, trattenendo così la CO2 nel sangue con conseguente aumento della concentrazione di idrogenioni e quindi abbassando il pH. In tal modo viene compensata l'alcalosi, spostando verso destra la serie di equilibri: In alcune malattie metaboliche, come ad esempio il diabete, si ha un'eccessiva produzione di acidi (acetacetico, ß-idrossibutirrico, etc.)  che fanno diminuire la quantità di bicarbonato presente. L'acidosi che ne deriva può essere temporaneamente compensata con la  ventilazione polmonare, però, se l'alterazione metabolica perdura per qualche tempo, pian piano si esaurisce la riserva di basi e a questo  punto il pH del sangue si abbassa rapidamente e può sopravvenire il coma acidosico (diabetico). CO2 + H2O  H+ + HCO3-

CO2 (g) polmoni H2O + CO2 1 10 H2CO3 HCO3- + H+ reni HCO3-

CO2 (g) H2O + CO2 H+ H2CO3 HCO3- + H+ HCO3- iperventilazione 1 10 polmoni iperventilazione H2O + CO2 H+ 1 10 H2CO3 HCO3- + H+ riassorbimento reni HCO3-

CO2 (g) H2O + CO2 OH- H2O H2CO3 HCO3- + H+ HCO3- ipoventilazione 1 10 polmoni ipoventilazione H2O + CO2 OH- H2O 1 10 H2CO3 HCO3- + H+ escrezione reni HCO3-

Ossa e tessuto connettivo Se il sistema tampone raggiunge i propri limiti e la capacità del rene di eliminare gli acidi è esaurita, per mantenere condizioni metaboliche ottimali l’organismo deve provvedere a togliere questi acidi immediatamente “dalla circolazione”. Ciò avviene mediante il deposito degli acidi nel tessuto connettivo che per le sue caratteristiche fisiche risulta particolarmente adatto ad assorbire gli acidi: un po’ come una spugna che si gonfia d’acqua. In alternativa vengono liberate dalle ossa delle sostanze basiche (ad esempio bicarbonato e fosfato di calcio) ciò che a lungo andare può compromettere la salute delle ossa. Tamponi del sangue e dei tessuti Per evitare modifiche del pH dannose per il nostro organismo, siamo dotati di sistemi tampone estremamente efficienti. I tamponi sono dei dispositivi di sicurezza che contrastano le modifiche del pH nei liquidi corporei e nelle cellule, e possono essere paragonati agli ammortizzatori che attenuano le vibrazioni nell’autovettura. I sistemi tampone sono in grado di neutralizzare una certa quantità di acidi o basi aggiuntivi, legandoli al tampone. Componenti importanti di questi tamponi sono ad esempio il bicarbonato basico disciolto nel sangue e l’emoglobina che conferisce il colore rosso al sangue. Tamponando gli acidi in eccesso si evita innanzitutto che possano provocare danni e si possono eliminare all’occorrenza in un secondo tempo senza che il pH venga modificato in maniera significativa.

GLI INDICATORI DI pH     Per conoscere il pH di una soluzione si può far uso del piaccametro (misuratore di pH), uno strumento che fornisce una misura immediata e precisa dell'acidità della soluzione, oppure si può far ricorso a speciali sostanze dette indicatori chimici. Con alcune di queste sostanze forse senza rendersi conto hanno a che fare quotidianamente molte persone. Tutti avranno notato che il the schiarisce per l’aggiunta di alcune gocce di succo di limone: è evidente pertanto che in quell’infuso sono contenute delle sostanze colorate che a contatto dell’acido contenuto nel succo di limone (acido citrico) reagiscono trasformandosi in altre sostanze incolori. Se ora a questo the decolorato si aggiungessero alcune gocce di ammoniaca, sostanza notoriamente basica, l’infuso riacquisterebbe il suo colore scuro. Questa è anche una prova (casalinga) che le basi neutralizzano l’effetto degli acidi. Si sconsiglia tuttavia, dopo questo esperimento, di bere quel the.

Ma cos’è un Indicatore di pH ? Gli indicatori sono composti chimici di natura organica (il famoso tornasole, ad esempio, si ricava dai licheni, altri sono preparati artificialmente) con caratteristiche di acidi o di basi deboli. La loro struttura molecolare è molto complessa e pertanto, per studiarne il meccanismo d'azione li considereremo acidi deboli di formula generica HIn. La loro caratteristica peculiare è quella di avere la molecola indissociata HIn di colore diverso dallo ione In-.(molecola dissociata) Gli indicatori vengono sempre usati in quantità minime per non turbare, con la loro presenza, gli equilibri di dissociazione presenti in soluzione, che sono poi quelli di cui si deve valutare il pH.

Esempio: HIn + H2O  In- + H3O+ rosso giallo Questo equilibrio è regolato dalla concentrazione di H3O+, cioè dal pH della soluzione. Se in soluzione sono presenti gli ioni H3O+ in quantità notevole, l'equilibrio scritto sopra risulterà spostato a sinistra e prevarrà il colore rosso delle molecole indissociate; se in soluzione vi sarà un eccesso di ioni OH- questi abbasseranno la concentrazione degli ioni H3O+ dell'equilibrio, il quale conseguentemente si sposterà verso destra e si noterà il colore giallo dello ione In-. All'equilibrio di cui sopra, è possibile applicare la legge di Henderson-Hasselbach:  

[In-] pH = pK + log ———— [HIn] Supponiamo che il pK In =5 Da questa equazione si ricava immediatamente il colore della soluzione al cambiare del pH. Se l'indicatore fosse posto in una soluzione a pH = 5, poiché anche il pK dell'indicatore è 5, il logaritmo del rapporto [In-]/[HIn] sarebbe uguale a zero e il rapporto [In-]/[HIn] varrebbe 1: il colore sarebbe quindi arancione (misto fra rosso e giallo) Se la soluzione diventa gialla il pH è maggiore di 5 perchè [In-]/[Hin > 1 pH > pK.  Se la soluzione diventa rossa il pH della soluzione sarà minore di 5 per lo stesso motivo

Gli indicatori sono in grado solo di specificare se la soluzione in cui vengono immersi ha un pH maggiore o minore del pK dell'indicatore stesso. Quando il pK dell'indicatore è uguale al pH della soluzione si dice che si è sul punto di viraggio perché in corrispondenza di questo punto la soluzione cambierebbe colore per l'aggiunta di piccole quantità di acido o di base

Esempi: pKa fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio rosso fenolo Esempi: pKa

PRINCIPALI INDICATORI ACIDO-BASE