• Abbiamo visto finora come si calcola il $pH$ (o il $pOH$) di una soluzione tampone, ma non abbiamo ancora spiegato perche' una tale soluzione riduce quasi a zero le variazioni di $pH$ causate da piccole aggiunte di acidi o basi.
• Prima di affrontare l'argomento in modo quantitativo, e' opportuna una discussione in termini qualitativi.
• Consideriamo una soluzione tampone contenente una concentrazione iniziale $\CZeroOf{HA}$ di acido debole e una concentrazione iniziale $\CZeroOf{NaA}$ del suo sale sodico. Se alla soluzione in condizioni di equilibrio si aggiunge una piccola quantita' di un acido forte, gli ioni idronio da esso prodotti agiranno sull'equilibrio di ionizzazione dell'acido debole $HA$ spostandolo verso sinistra, per il principio di Le Chatelier:
  
  $$HA+{H_2O}\stackrel{K_A}{=}{H_3O^{+}}+A^-$$
  
  

• Di quanto si sposta l'equilibrio? La costante di equilibrio per la reazione inversa a quella su scritta e' l'inverso della costante di ionizzazione dell'acido debole. Siccome $K_A$ e' piccola, $1/K_A$ sara' grande e quindi si puo' concludere che praticamente tutti gli ioni idronio prodotti dall'aggiunta dell'acido forte verrano consumati dallo spostamento verso sinistra della reazione su scritta e quindi il $pH$ restera' praticamente invariato.
• Da notare che per il funzionamento della soluzione tampone, e' essenziale che la concentrazione di base coniugata $A^-$ sia apprezzabile, altrimenti essa diventa il reagente limitante in rapporto all'aggiunta di un acido forte.