Equilibrio Acido base

Un acido è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno

HA H++A- HCl H+ + Cl-

Acido e base secondo ARRHENIUS

Un base è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrossido.

BOH B+ + OH- NaOH Na+ + OH-

Acido e base secondo Bronsted-Lowry

Un acido è una sostanza che cede ioni H+ ad un’altra

HA + H2O A- + H3O+

Un base è una sostanza che acquista ioni H+ da un altra.

B +H2O BH+ + OH-

• spiega la basicità di sostanze che non contengono OH • introduce il concetto di scambio tra acido e base

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Base

L’acqua, cede un protone all’ammoniaca, comportandosi

da acido.

L’ammoniaca acquista un protone dall’acqua

comportandosi da base.

Acido e base secondo Lewis

Un acido è una sostanza che accetta un doppietto elettronico

Una base è un donatore di doppietto elettronico

B

F

F F + N

H

H H

base acido

HNO2 + H2O NO2- + H3O

+

Una sostanza agisce da acido solo in presenza di una base e viceversa Coniugati

Coniugati

A1 B1

B2 A2

COPPIE ACIDO/ BASE

acido

base

NH3 +H2O NH4+ + OH-

Coniugati

Coniugati

A1 B1

B2 A2

Non tutti gli acidi o le basi sono in grado di donare o di acquistare ioni idrogeno nella stessa misura: gli acidi e le basi FORTI sono completamente ionizzati in acqua, quelli DEBOLI sono dissociati solo parzialmente.

Come si calcola la forza di un acido o di una base?

Forza di un acido rappresenta la tendenza a cedere H+

Più un acido è forte più cede H+

Forza di un base rappresenta la tendenza a acquistare H+

Più una base è forte più acquista H+

In generale la forza di un acido si può analizzare valutando la capacità di cedere H+ ad una stessa base

HA + H2O A- + H3O+

]][[

]][[

OHHA

AOH

eqK

2

3

in soluzioni diluite H2O è molto in eccesso rispetto alle altre specie e quindi la sua concentrazione si può considerare costante

][

]][[][

HA

AOHOH

eqK

32

costante

][

]][[

HA

AOH

aK

3

Costante di acidità

Tanto più ka è alta tanto più l’equilibrio è spostato a destra, tanto più l’acido è forte

HCl + H2O Cl- + H3O+ Ka= molto grande

Acido forte

HNO2 + H2O NO2- + H3O

+ Ka=5,1x10-4

Acido debole

B + H2O BH+ + OH-

costante

Costante di basicità

Keq =[HB+][OH - ]

[B][H2O]

][

]][[][

B

OHHBOHK

eq

2

][

]][[

B

OHHBKb

ACIDI FORTI O BASI FORTI l’equilibrio è completamente spostato a destra; l’acido o la base sono completamente dissociati

HA + H2O A- + H3O+

ACIDI DEBOLI O BASI DEBOLI Ka o Kb << 1 l’equilibrio è a favore della forma indissociata

B + H2O BH+ + OH-

HA + H2O A- + H3O+

B + H2O BH+ + OH-

Ka e kb in soluzione acquosa

2

2

3

][

]][[

OH

OHOHK

eq

H2O è in eccesso rispetto alle specie ioniche presenti; la sua [] si considera costante

]][[][ OHOHOHKc 3

2

2

]][[ OHOHKw3

Prodotto ionico dell’acqua costante

H2O + H2O H3O+ + OH-

A1 B1

B2 A1

Kw=1x10-14 25° C

AUTOIONIZZAZIONE DELL’ACQUA

Il PRODOTTO IONICO DELL’ACQUA (Kw) è una costante di equilibrio.

dipende solo dalla temperatura (è costante a T costante)

il valore del prodotto ionico aumenta con la temperatura in

quanto la reazione di autoionizzazione dell ’ acqua è una

reazione endotermica

non varia per aggiunta alla soluzione di qualsiasi altra specie

chimica (acidi, basi, sali o altro).

acqua pura è neutra

[H3O+]=[OH-]=1x10-7

Quando all’acqua pura a 25°C si aggiunge una base si avrà:

[OH-] > 10-7 M e [H3O+] < 10-7 M

Soluzione acida

Soluzione basica

Quando all’acqua pura a 25°C si aggiunge un acido si

avrà:

[H3O+] > 10-7 M e di conseguenza [OH-] < 10-7 M

14-10]][OHO3[HKw

pH=-log [H3O+]

Soluzione basica

pH = 7

Soluzione acida

Soluzione neutra [H3O+]=1x10-7

[H3O+]>1x10-7 pH < 7

pH > 7 [H3O+]< 1x10-7

Logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di H3O+

0 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH

1 10-1 10-2 10-3 10-4

3

10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10

-11 10

-12 10

-13 10

-14

[H+]

Soluzione di un acido forte

pH=-log ca

HA + H2O A- + H3O+

Calcolo del pH

pOH=-log cB

B + H2O BH+ + OH-

pH+pOH=14 pH=14 - pOH

Soluzione di una base forte

Calcolare il pH di una soluzione preparata diluendo con H2O 5 mL di HCl (PM=36,5) al 20% (m/m) con densità 1,1 gmL-1 a 250 mL.

V=5mL d=1,1 g/mL 20%

20:100=x:5,5

m=dV d=m/V m=1,1(g/mL) x5(mL)=5,5g

x=1,1g massa soluto

massa soluzione

Molarità n=1,1/36,5=0,03 moli

pH=-Log ca pH=-Log 1,2x10-1=-0,08+1=0,92

soluzione)L(V

solutomoliM

L/mol,,

,M 120

250

030

Esercizio 1

Calcolare il pH di una soluzione preparata mescolando 10 mL di NaOH 0.4 M

con 150 mL di HBr 0.0041 M.

Esercizio 2

moli NaOH mol(L)(mol/L)x 004,001,040,0VMmoli

moli HBr

OHNaBrHBrNaOH 2

0,000615 moli HBr reagiscono con 0,000615 moli di NaOH

moli NaOH in eccesso 0,004-0,000615= 0,0034

mol(L)(mol/L) 000615,0150,00041,0VMmoli

681232010120210 2 ,,Log,log,LogpOH

321214 ,pOHpH

Calcolo del pH di una soluzione di un acido debole

HA + H2O A- + H3O+

][

]][3

[

HA

AOH

aK

HA A- H3O+

Conc. iniziali

Conc. eq

Ca 0 0

Ca-x x x

xCa

x

aK

2

])OH[Ca(

]OH[a

K3

3

2

a) La concentrazione di H+ è trascurabile rispetto a quella dell’acido

])OH[Ca(

]OH[a

K3

3

2

Ca

]OH[a

K 3

2

KaxCa]OH[ 3

)CalogpKa(pH21

b) La concentrazione di H+ non è trascurabile rispetto a quella dell’acido

SI DEVE SVOLGERE L’EQUAZIONE DI SECONDO GRADO

Calcolare il pH di una soluzione di acido acetico 0,01 M (ka=1,8x10-5)

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

CH3COOH CH3COO- H3O+

Conc. iniziali

Conc. eq

0,01 0 0

0,01-x x x

a) x trascurabile

x

x

aK

01,0

2

45 1024,401,0108,1 x01,0

2x

aK

37.31024,4 4 LogpH

Esercizio 3

b) x non trascurabile

x

x

aK

01,0

2

38.31015,4 4 LogpH

2

01,042

KaKaKax

001,02 Kaxa

Kx

Solo la soluzione positiva ha significato fisico

x =-1,8´10-5 + 1,8´10-5( )

2

+ 4´1,8´10-5 ´0,01

2 41015,4 Hx

a

acbbx

2

42

02 cbxax

Calcolare il pH di una soluzione di un acido HA con concentrazione 0,01 M (Ka=1,23x10-2 )

HA + H2O A- + H3O+

][

]][3

[

HA

AOH

aK

HA

Conc. iniziali

Conc. eq

0,01 0 0

0,01-x x x

A- H3O+

]x10[

]x][x[10x23,1

2

2

Esercizio 4

2

1092,410x51,110x23,1x

010x23,1x10x23,1x

442

422

222 10x11,11010x23,1x

a) x trascurabile rispetto a Ca

b) x non è trascurabile rispetto a Ca

96,110x11,1LogpH 2

19,2105,6LogpH 3

6,5x10-3

negativo

]x10[

]x[10x23,1

2

22

M pH con appros pH senza appros. errore %

0.1 1.45 1.53 -5

0.01 1.96 2.19 -10

0.001 2.45 3.03 -19

Acido acetico, Ka = 1.8 ×10-5

Acido HA, Ka = 1.23×10-2

M pH con appros pH senza appros. errore %

0.1 2,87 2,87 0

0.01 3,37 3,38 -0,3

0.001 3,87 3,90 -0,7

In generale se le soluzioni non sono molto diluite (ca >10-3M) e gli acidi sono abbastanza deboli Ka<10-4 è possibile trascurare la frazione di acido che si dissocia rispetto alla concentrazione iniziale di acido

Se 5100x)Ca/X( L’approssimazione è valida

Ca/ka>100

Generalmente si utilizza “la regola del 5%” che si basa sul presupposto che in genere i valori di Ka sono noti con un’accuratezza di ± 5%. Quindi è ragionevole fare delle approssimazioni entro il limite del 5% .

Calcolo del pH di una soluzione di una base debole

NH3 + H2O NH4+ + HO-

]NH[

]NH][OH[b

K3

4

Determinare il pH di una soluzione costituita da NH3 con Kb = 1.8x10-5 di concentrazione 0.55 M.

55010851

25

,

x, 35 1019355010851 ,,,X

pOH=-Log3,19x10-3=2,50

Trascuro x

NH3 NH4+ OH-

0,55 0 0

0,55-x

x x

inizio

equilibrio

moli

Consumate/prodotte -x

x x

pH=14-pOH=11,50

Calcolo del pH di una soluzione di acidi e basi poliprotici

H2CO3 + H2O HCO3 - + H3O

+ 7103,4

aK

HCO3- + H2O CO3

2- + H3O+ 11106,5

aK

Ka1 Ka2 Ka3

Acido solforico (H2SO4) forte 1,2x10-2

Acido solforoso (H2SO3) 1,5x10-2

1,2x10-7

Acido fosforoso (H3PO3)

1,0x10-2

2,6x10-7

Acido fosforico (H3PO4)

7,6x10-3

6,2x10-8

2,1x10-13

Acido carbonico (H2CO3)

4,3x10-7

5,6x10-11

Entrambe le dissociazioni sono deboli e per calcolare il pH si considera solo la prima dissociazione.

Idrolisi salina

NaCl(s) Na+ (aq) + Cl- (aq) CH3COONa(s) CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq)

CH3COONH4(s) CH3COO- (aq) + NH4+ (aq)

I sali, indipendentemente dalla loro origine, si dissociano totalmente in acqua:

Se uno ione reagisce con H2O può dare delle reazioni chimiche che influenzano il pH della soluzione. Gli ioni che non reagiscono con H2O e che quindi non modificano il pH della soluzione sono detti spettatori.

1- Sali formati da un acido forte e una base forte

NaCl Na+ + Cl-

Cl-+ H2O HCl +OH- Reazione completamente spostata a sinistra

Un sale formato da un acido ed una base forti non danno reazione di idrolisi. Le soluzioni di questi Sali danno reazione

neutra

Lo ione Na+ non ha alcune tendenza a reagire con H2O

2-Sali formati da un acido debole e una base forte

CH3COONa CH3COO- + Na+

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Reazione basica

]COOCH[

]OH][COOHCH[Ki]OH[Keqx

3

32

Ka

KwKi

]COOCH[Ki]OH[ 3

][H3O

][H3O

]COOCH[

]OH][COOHCH[Ki

3

3

ka

Kw

]COOCH[Ka

Kw]OH[ 3

]OH][COOCH[

]OH][COOHCH[Keq

23

3

3-Sali formati da un acido forte e una base debole

NH4Cl NH4+ + Cl-

NH4+ + H2O NH3 + H30

+

Reazione acida

]NH[

]NH][OH[Ki

4

33

Kb

KwKi

]NH[Kb

Kw]NH[Ki]OH[

443

4-Sali formati da un acido debole e una base debole

In generale un sale di questo tipo si idrolizza e la soluzione sarà acida, basica o neutra a seconda della forza dell’acido in confronto con quella della base

[H3O+]=

Ka´ kw

Kb

Ka = Kb soluzione neutra Ka > Kb soluzione acida Ka < Kb soluzione basica

Calcolare il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 6,8 g di NH4Cl (PM=53,50) in acqua fino ad un volume di 260mL. La costante di dissociazione dell’ammoniaca è Kb=1,8x10-5

NH4+ + H2O NH3 + H3O

+

]NH[Kb

Kw]NH[Ki]OH[

443

Concentrazione sale n=6,8/53,50=0,13

M=0,13/0,260=0,5 mol/L

5

5

14

3 10661501081

10

x,,x,

]OH[

Esercizio 7

NH4Cl NH4+ + Cl-

moli

78,410x66,1LogpH 5

Idrolisi acida

Quale volume di NH3 (PM=17,03) al 20,49%(m/m) con d=0,924g/mL occorre per salificare completamente 50mL di HCl (PM=36,46) al 10,17% (m/m) con d=1,05 g/mL. Calcolare inoltre il pH della soluzione sapendo che la costante di dissociazione dell’ammoniaca è Kb=1,8x10-5

10,17:100=x:52,5

m=dV d=m/V m=1,05(g/mL) x 50(mL)=52,5g

x=5,3g massa soluto

massa soluzione

HCl

moli NH3= moli HCl

massa soluto

NH3

n=g/PM m=0,146 x 17,03=2,49g

massa soluzione 20,49:100=2,49:x x=12,17 g

V=m/d d=m/V V=12,17/0,924=13,17mL volume soluzione

Esercizio 8

mol146,046,36

3,5n

NH3+HCl NH4Cl

NH4Cl NH4+ + Cl-

NH4+ + H2O NH3 + H30

+

CsKb

KwCsKi]OH[

3

Concentrazione sale n=0,146 V=50mL+13,17mL=63,17 mL

L/mol,,

,M 312

0630

1460

4

5

14

3 103503121081

10

x,,,

]OH[

4543501010350 44 ,,LogLogx,LogpH

Calcolare il pH di una soluzione preparata sciogliendo 2,0 g di fosfato monoacido di potassio in 160 mL di H2O. (H3PO4

Ka1= 7,6 x10-3 Ka2= 6,2 x10-8 Ka3= 2,1 x10-13)

Esercizio 9

K2HPO4 HPO42- + 2K+

HPO42- + H2O PO4

3- + H3O+ Ka=Ka3 = 2,1 x10-13

HPO42- + H2O

H2PO4- + OH-

CsKa

Kw]OH[

2

Reazione basica

Il contributo della seconda dissociazione al pH sarà trascurabile.

Ki=Kw/Ka2=0,15x10-6

Conc. sale

n= 2/174,17=0,011 mol L/mol,

,

,M 0720

160

0110

96,310x11,0LogpOH 3

04109631414 ,,pOHpH

3

8

14

10x11,0072,0x10x2,6

10]OH[

Soluzioni tampone

• Una soluzione tampone è una soluzione acquosa il cui pH non è apprezzabilmente modificato dall’aggiunta di piccole quantità di acido o base.

• Una soluzione tampone è formata da un acido debole (o da una base debole) in presenza della propria base coniugata (o del proprio acido coniugato) sotto forma di sale in concentrazioni molto simili.

I due componenti devono essere presenti in quantità non

molto differenti (in rapporto compreso tra 1/10 e 10/1),

se si vuole che la soluzione tampone si dimostri efficace.


CH3COOH/CH3COONa

Acido acetico

Acetato di sodio H3O+

OH-

Piccole aggiunte di H3O+ o di OH- vengono “tamponate” rispettivamente dallo ione acetato e dall’acido acetico.



pH soluzione tampone

Acido debole/sale con base forte

Ca

CsLogpKapH

Base debole/sale con acido forte

Cb

CsLogpKpOH b

Equazione di Henderson -Hasselbalch

Cs= conc. iniziale del sale

Ca= conc. iniziale dell’acido

Cs= conc. iniziale del sale

Cb= conc. iniziale della base

Potere tamponante

1 bpKpOH

1 apKpH

Una soluzione in cui l’acido debole e il suo sale sono presenti in concentrazioni uguali, ha il massimo potere tampone: pH = pKa dell’acido debole.

Una soluzione tampone può svolgere la propria funzione quando i rapporti tra le concentrazioni delle due specie rimangono all’interno di un intervallo compreso tra 10:1 e 1:10.

Calcolare il pH di soluzione 0,15M CH3COOH e 0,25 M CH3COONa. Calcolare il pH dopo aver aggiunto a 50mL di tale soluzione 50 mL HClO4 0,1 M. (CH3COOH pKa=4,74)

Esercizio 9

Ca

CsLogpKapH

Tampone acido debole/sale

96,415,0

25,0Log74,4pH

HClO4+H2O ClO4- + H3O

+



Moli HClO4

V

nM

005,005,0x1,0MxVn

Moli CH3COOH 075,005,0x15,0MxVn

Moli CH3COO- 0125,005,0x25,0MxVn

Moli nel tampone iniziale

Moli nel tampone dopo l’aggiunta di HClO4

Moli CH3COOH 080,0005,0075,0n

Moli CH3COO- 0120,0005,00125,0n

V=100mL

Moli di acido aggiunte


0,075 0,0125

0,005

inizio

aggiunta

equilibrio 0,0125-0,005 0 0,075+0,005

Ca

CsLogpKapH

V

08,0V

120,0

Log74,4pH

92,4pH

Quanti grammi di NH4Cl (PM=53,50) devono essere aggiunti a 200mL di

soluzione di NH3 0,5M per ottenere un tampone a pH=9? NH3 Kb=1,8x10-5

Cb

CsLogpKpOH b

14 pHpOH 5914 pOH

5,0

CsLog10x8,1log5 5

040307445

507445

,,,LogCs

,LogLogCs,

Cs=0,91M

moli NH4Cl V

nM MxVn 0,1820,91x0,2 n

g73,950,53x182,0 PM

g n nxPM ggrammi NH4Cl

Esercizio 11

A 5,3 g di acetato di sodio (PM=82,03) vengono aggiunti 2 mL di HCl 3M e la soluzione viene portata a 500mL con acqua.. Calcolare il pH della soluzione ottenuta. CH3COOH Ka=1,8x10-5

Esercizio 12

moli CH3COONa 0650

0382

35,

,

,

PM

g n

moli HCl V

nM MxVn 0,0063x0,002 n


HCl+H2O Cl-+ H3O+


moli CH3COOH n=0,006

moli CH3COO- n=0,065-0,006=0,059

L’aggiunta di H3O+ sposta

l’equilibrio a destra

Ca

CsLogpKapH

V/,

V/,Logx,LogpH

0060

05901081 5

735990744 ,,,pH

Esercizio 13

A 50 mL di una soluzione di NH4Cl 0,2 M vengono aggiunti in sequenza 20 e 80 di NaOH 0,1 M. Calcolare il pH iniziale e dopo ogni aggiunta. (Kb=1,8x 10-5)

NH4Cl NH4+ + Cl-

NH4+ + H2O NH3 + H30

+

CsKb

KwCsKi]OH[

3

pH soluzione iniziale

5

5

14

3 10051201081

10

x,,x,

]OH[ 95410051 5 ,x,LogpH

pH soluzione dopo l’aggiunta di 20 mL NaOH 0,1 M

moli NaOH 0,0020,1x0,02 n

NH4+ + H2O NH3 + H30

+ L’aggiunta di OH- sposta l’equilibrio a destra

moli NH4Cl

V

nM MxVn 0,010,2x0,05 n

NH3 moli=0,002

NH4+ moli=0,01-0,002=0,008

V/n

V/nLogpKbpOH

NH

NH

3

4

3450020

00801081 5 ,

,

,Logx,logpOH

66814 ,pOHpH

V=70mL [NH3]=0,002/0,07=0,029

[NH4Cl]=0,008/0,07=0.114

pH soluzione dopo l’aggiunta di successivi 80 mL NaOH 0,1 M

moli NaOH

moli NH4Cl

0,010,1x0,1 n

In totale sono stati aggiunti 100mL NaOH

n=0,01

L’aggiunta di OH- sposta l’equilibrio a destra

Si formano 0,01 moli NH3 e vengono consumate tutte le moli di sale

KbxcbpOH

96,210x09,1Log67,0x10x8,1pOH 35

041114 ,pOHpH

NH4+ + H2O NH3 + H30

+

L/mol067,015,0

01,0]NH[Cb 3

H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3

-

HCO3- + H2O H3O

+ + CO32-

pKa1 = 6,35

pKa2 = 10,25

Tamponi con acidi poliprotici

1. H2CO3 / HCO3-

intervallo di efficienza: pH = pKa1 ± 1 = 6,35 ± 1

2. HCO3- / CO3

2-

intervallo di efficienza : pH = 10,25 ± 1

acido fosforico

H2PO4- + H2O H3O

+ + HPO42-

H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4

-

HPO4 2- + H2O H3O

+ + PO4 3-

pKa1 = 2,12

pKa2 = 7,21

pKa3 = 12,30

1. H3PO4 / H2PO4-


2. H2PO4- / HPO4

2-


3. HPO42- / PO4

3-


Come si misura il pH?

INDICATORI: sono sostanze organiche (acidi o basi deboli) che cambiano colore a seconda che si trovino in ambiente acido o basico.

HIn + H2O In- + H30+

Giallo in forma acida e viola in forma basica

Es: blu di bromofenolo

Intervallo di viraggio: intervallo di pH specifico per ogni indicatore nel quale si verifica il cambiamento id colore

Variazioni di colore per alcuni indicatori:

Metilarancio

Blu di bromotimolo

Fenolftaleina

succo di limone succo di arancia

pHmetro: strumento semplice e di largo impiego in laboratorio che permette una misura rapida e molto accurata del pH

Equilibrio Acido base - Univr

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