ACIDI E BASI. Nellacqua cè un equilibrio ionico: 2H 2 O H 3 O+ + OH- prodotto ionico...

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  • ACIDI E BASI
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  • Nellacqua c un equilibrio ionico: 2H 2 O H 3 O+ + OH- prodotto ionico dellacqua K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10 -14 a 25C pH = -log [H 3 O + ]; p[OH - ] = -log [OH - ]. Lacqua pura a pH=7=pOH. Le sostanze dette acidi o basi modificano lequilibrio ionico dellacqua.
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  • Come ??? NON RENDENDO PIU UGUALI LE [ ] DI H 3 O+ e OH- Attenzione a temperatura costante il loro prodotto non pu cambiare, quindi se una aumenta, laltra deve diminuire La reazione acido-base ha come oggetto lo scambio di protoni in analogia allo scambio di elettroni della reazione redox. Gli acidi cedono protoni allacqua che si comporta da base: HA + H2O A- + H3O+ Acido1 + Base2 Base1 + Acido2 [H3O+] aumenta, [OH-] diminuisce Le basi catturano protoni dallacqua che si comporta da acido: BO (B ++ O --- ) + H2O OH - + OH- + B ++ ( inalterato ) Base1(O -- ) + Acido2 Acido1 + Base2 [OH-] aumenta, [H3O+] diminuisce
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  • Soluzioni contenenti la stessa concentrazione di acidi diversi possono non manifestare lo stesso pH! Ad esempio, il pH di CH3COOH (aq) 0.1 M prossimo a 3, mentre HCl (aq) 0.1 M ha pH vicino a 1. Quindi, la concentrazione di ioni H3O+ originati in soluzione nei 2 casi diversa Analogamente, le concentrazioni di ioni OH- originate da una soluzione di NH3 (aq) 0.10 M e da una soluzione di NaOH (aq) 0.10 M sono diverse Perch? Perch si tratta di composti che in acqua non risultano totalmente dissociati (deprotonati se parliamo di acidi deboli o protonati se parliamo di basi deboli): ACIDI E BASI DEBOLI Acido debole Base debole HA: specie indissociata H 3 O + : forma acida dissociata A - :base coniugata B: specie indissociata OH - : forma basica dissociata HB +- :acido coniugato
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  • CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + CH 3 COO - (aq) acido debole K a (25C) = = 1.8 10 -5 pK a = - log K a Quanto pi K a piccolo, tanto maggiore sar pK a quindi pi elevato il pK a, tanto pi debole lacido corrispondente. [H 3 O + ] [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] Per un generico acido debole HA: HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + A - (aq) K a = La base coniugata di un acido la base che si forma quando lacido cede un protone. Pi lacido forte, pi debole la sua base coniugata. Per la coppia coniugata acido-base: K a K b = K w pK a + pK b = pK w [H 3 O + ] [A - ] [HA] base coniugata
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  • NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + + OH - (aq) base debole K b (25C) = = 1.8 10 -5 pK b = - log K b [NH 4 + ] [OH - ] [NH 3 ] Per una generica base debole B: B (aq) + H 2 O (l) HB + + OH - (aq) K b = Lacido coniugato di una base lacido che si forma quando la base accetta un protone. Pi la base forte, pi debole il suo acido coniugato. Per la coppia coniugata acido-base: K a K b = K w pK a + pK b = pK w [H B + ] [OH - ] [B] acido coniugato
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  • Calcolare il pH di una soluzione di acido acetico (CH 3 COOH) 0.10 M, sapendo che K a (CH 3 COOH) = 1.9 10 -5. Come procedere: Scrivere la reazione di equilibrio e la relazione per Ka; Costruire la tabella che tiene conto di ci che accade allequilibrio. CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + CH 3 COO - (aq) K a (25C) = = 1.8 10 -5 CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + CH 3 COO - (aq) 0.1 0 0 concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.1-x x x concentrazioni allequilibrio Introduciamo le concentrazioni allequilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 1.8 10 -5 = per Ka7 CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) OH - + CH 3 COOH (aq) 0.3 0 0 concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.3-x x x concentrazioni allequilibrio Introduciamo le concentrazioni allequilibrio nella formula che descrive la Ka: K a = = [OH - ] [CH 3 COOH] [CH 3 COO - ] [OH - ] [CH 3 COOH] [CH 3 COO - ] x x 0.3-x
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  • Risolvendo in funzione di x x ~ 0.35.610 -10 = 1.310 -5 = [OH - ] pOH = - log [OH - ] = 4.89 quindi pH = 14-4.89 = 9.11, tenendo presente che pH = pK w pOH Per verificare che lapprossimazione sia ammissibile si pu: -stabilire se (C-x) ~ x; -stabilire se K/C
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  • Determinare il pH di una soluzione di acido debole HA 0.00010 M (Ka = 910 -6 ) a) 4.58; b) 7.05; c) 5.52; d) 4.52; e) 5.48 Come procedere: Scrivere la reazione di equilibrio e la relazione per Ka; Costruire la tabella che tiene conto di ci che accade allequilibrio. HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + A - (aq) K a (25C) = = 9 10 -6 CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + CH 3 COO - (aq) 0.0001 0 0 concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.0001-x x x concentrazioni allequilibrio Introduciamo le concentrazioni allequilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 9 10 -6 = [H 3 O + ] [A - ] [HA] [H 3 O + ] [A - ] [HA] x x 0.0001-x
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  • Risposta corretta: a Poich Ka/C > 10 -3 risolviamo lequazione di secondo grado x 2 + 910 -6 x - 910 -10 = 0 x = 2.58510 -5 = [H 3 O + ] pH = - log [H 3 O + ] = 4.58
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  • Il pH di una soluzione 0.1 M di acido debole HX 1.34. Determinare la Ka. a) 2.0910 -2 ; b) 3.8510 -2 ; c) 4.5710 -1 ; d) 1.8010 -5 ; e) 3.6010 -5 HX (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + X - (aq) K a = = ? HX (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + X - (aq) 0.1 0 0 concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.1-x x x concentrazioni allequilibrio Se pH = 1.34 allora [H 3 O + ]=0.0457 Introduciamo le concentrazioni allequilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 3.8510 -2 [H 3 O + ] [X - ] [HX] (0.0457) 2 0.1-0.0457 Risposta corretta: b
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  • Qual il pH di una soluzione ottenuta miscelando 50 ml HCl 0.1 M e 150 ml NH 3 0.1 M? a) 9.26; b) 10.98; c) 8.96; d) 10.26; e) 9.56 Come procedere: Individuare i processi; Determinare le concentrazioni per la reazione di equilibrio. Condizioni iniziali: mol HCl = 0.05 l 0.01 mol/l = 0.005 mol mol NH 3 = 0.15 l 0.01 mol/l = 0.015 mol 1.Primo processo: consumo di HCl HCl + NH 3 NH 4 Cl 0.005 0.015 0 mol iniziali 0 0.01 0.005 mol rimanenti 2.Secondo processo: equilibrio di dissociazione di NH 3 La [NH 3 ] = 0.01 mol/(0.05 l + 0.15 l) = 0.05 M La [NH 4 + ] = 0.005 mol/(0.05 l + 0.15 l) = 0.025 M; Cl - non influisce sul pH! NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - 0.05 0.025 0 condizioni iniziali 0.05-x 0.025+x x condizioni allequilibrio
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  • La Kb dellequilibrio che stiamo valutando : Kb = 1.810 -5 1.810 -5 = Poich Kb/C < 10 -3 x pu essere trascurata rispetto alle concentrazioni! (0.025 + x) x (0.05 - x) (0.025) (0.05) 1.810 -5 = x [OH - ] x = [OH - ] = 3.610 -5 pOH = 4.44 pH = pKw pOH = 14-4.44 = 9.56 Risposta corretta: e
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  • Il pH di una soluzione 0.5 M di HCN (Ka = 410 -10 ) : a) 4.5