• Consideriamo il seguente esempio.

  Si hanno a disposizione $0.67\;l$ di una soluzione $0.23\;M$ di acido acetico ( $K_A=1.8\TimesTenTo{-5}$) e dell'idrossido di sodio solido. Dire come si puo' preparare una soluzione tampone con $pH=4.15$.

  Dalla formula approssimata che da' il $pH$ di una soluzione tampone si ricava:

  $$\begin{eqnarray*} pH&=&pK_A-\log\frac{\ConcOf{{CH_3COOH}}}{\ConcOf{{CH_3COO^-}}}... ...H_3COOH}}}{\ConcOf{{CH_3COO^-}}}&=&\TenTo{pK_A-pH}\\ &=&3.93\\ \end{eqnarray*}$$
  
  

  Cioe': affinche' il $pH$ della soluzione tampone abbia il valore richiesto, il rapporto tra la concentrazione dell'acido acetico e quella della sua base coniugata deve essere $3.93$.

  Siccome la soluzione contiene solo acido acetico, per quanto abbiamo appena visto, si dovra' aggiungere idrossido di sodio quanto basta a trasformare la giusta quantita' di acido acetico in ione acetato, secondo:

  $$\begin{eqnarray*} {CH_3COOH}+{OH^-}&=&{CH_3COO^-}+{H_2O} \end{eqnarray*}$$
  
  
  Si e' detto che la costante di equilibrio di questa reazione e' tale da rendere lecita l'assunzione circa la sua completezza; in questa ipotesi, la concentrazione di ione acetato che si forma e' semplicemente uguale a quella di idrossido di sodio che si aggiunge. Se indichiamo con $\CZeroOf{NaOH}$ tale concentrazione, allora, dopo l'aggiunta, si avra':
  $$\begin{eqnarray*} \ConcOf{{CH_3COOH}}&=&0.23-\CZeroOf{NaOH}\\ \ConcOf{{CH_3COO^-}}&=&\CZeroOf{NaOH} \end{eqnarray*}$$