ACIDI E BASI

Nell’acqua c’è un equilibrio ionico:2H2O H3O+ + OH-prodotto ionico dell’acqua

KW= [H3O+] [OH-] = 10-14 a 25°CpH = -log [H3O+]; p[OH-] = -log [OH-].

L’acqua pura è a pH=7=pOH.

Le sostanze dette acidi o basi modificano l’equilibrio ionico dell’acqua.

Come ??? NON RENDENDO PIU’ UGUALI LE [ ] DI H3O+ e OH-Attenzione a temperatura costante il loro prodotto non

può cambiare, quindi se una aumenta, l’altra 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 all’acqua che si comporta da base:HA + H2O A- + H3O+Acido1 + Base2 Base1 + Acido2

[H3O+] aumenta, [OH-] diminuisce

Le basi catturano protoni dall’acqua che si comporta da acido:

BO (B++ O---) + H2O OH- + OH- + B++ (inalterato) Base1(O-- ) + Acido2 Acido1 + Base2

[OH-] aumenta, [H3O+] diminuisce

Soluzioni contenenti la stessa concentrazione di acidi diversi possono non manifestare lo stesso pH! Ad esempio, il pH di CH3COOH (aq) 0.1 M è 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 è 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…

Perché?

Perché 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 indissociataH3O+: forma acida dissociataA-:base coniugata

B: specie indissociataOH-: forma basica dissociataHB+-:acido coniugato

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ + CH3COO- (aq) acido debole

Ka (25°C) = = 1.8 ·10-5

pKa = - log Ka

Quanto più Ka è piccolo, tanto maggiore sarà pKa…quindi più elevato è il pKa, tanto più debole è l’acido corrispondente.

[H3O+] [CH3COO-]

[CH3COOH]

Per un generico acido debole HA:

HA (aq) + H2O (l) H3O+ + A- (aq)

Ka =

La base coniugata di un acido è la base che si forma quando l’acido cede un protone.Più l’acido è forte, più debole è la sua base coniugata.Per la coppia coniugata acido-base: Ka · Kb = Kw pKa + pKb = pKw

[H3O+] [A-]

[HA]

base coniugata

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ + OH- (aq) base debole

Kb (25°C) = = 1.8 ·10-5

pKb = - log Kb

[NH4+] [OH-]

[NH3]

Per una generica base debole B:

B (aq) + H2O (l) HB+ + OH- (aq)

Kb =

L’acido coniugato di una base è l’acido che si forma quando la base accetta un protone.Più la base è forte, più debole è il suo acido coniugato. Per la coppia coniugata acido-base: Ka · Kb = Kw pKa + pKb = pKw

[HB+] [OH-]

[B]

acido coniugato

Calcolare il pH di una soluzione di acido acetico (CH3COOH) 0.10 M, sapendo che Ka (CH3COOH) = 1.9 · 10-5.

Come procedere:•Scrivere la reazione di equilibrio e la relazione per Ka;•Costruire la tabella che tiene conto di ciò che accade all’equilibrio.

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ + CH3COO- (aq)

Ka (25°C)= = 1.8 ·10-5

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ + CH3COO- (aq)

0.1 0 0 concentrazioni iniziali

-x +x +x variazione concentrazioni

0.1-x x x concentrazioni all’equilibrio

•Introduciamo le concentrazioni all’equilibrio nella formula che descrive la Ka:

Ka = = 1.8 ·10-5 = per Ka<10-5 x può essere trascurata

[H3O+] [CH3COO-]

[CH3COOH]

[H3O+] [CH3COO-]

[CH3COOH]

x · x

0.1-x

[H3O+] [CH3COO-]

[CH3COOH]

x · x

0.1-xKa = = = = 1.8 ·10-5

x2

0.1

per Ka<10-5 x può essere trascurata

Risolvendo in funzione di x…

x ~√ 0.1·1.8·10-5= 1.3·10-3 = [H3O+]

pH = - log [H3O+] = 2.89

L’approssimazione è valida se x è < 5% del valore iniziale!

Il pH dipende in essenzialmente, in queste condizioni, dalla [CH3COOH]

Calcolare il pH di una soluzione di acetato di calcio (CH3COO)2Ca 0.15 M.

Come procedere:•Scrivere la reazione di equilibrio e la relazione per K;•Costruire la tabella che tiene conto di ciò che accade all’equilibrio.

Consideriamo il sale completamente dissociato:(CH3COO)2Ca (aq ) CH3COO- (aq) + Ca 2+ , quindi assumiamo che

[CH3COO-]= 2·0.15 M L’equilibrio che ci interessa è: CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- + CH3COOH (aq)

Kb (25°C)= Lo ione acetato è la base coniugata di un acido debole, quindi la soluzione avrà pH>7

CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- + CH3COOH (aq)

0.3 0 0 concentrazioni iniziali

-x +x +x variazione concentrazioni

0.3-x x x concentrazioni all’equilibrio

•Introduciamo le concentrazioni all’equilibrio nella formula che descrive la Ka:

Ka = =

[OH-] [CH3COOH]

[CH3COO-]

[OH-] [CH3COOH]

[CH3COO-]

x · x

0.3-x

Risolvendo in funzione di x…

x ~√ 0.3·5.6·10-10= 1.3·10-5 = [OH-]

pOH = - log [OH-] = 4.89 quindi pH = 14-4.89 = 9.11, tenendo presente che pH = pKw – pOH

Per verificare che l’approssimazione sia ammissibile si può:-stabilire se (C-x) ~ x;-stabilire se K/C<10-3.

Se l’approssimazione non è ammissibile è necessario risolvere un’equazione di secondo grado, tenendo presente che una concentrazione può essere solo positiva!

La Kb può essere ricavata da

Ka · Kb = Kw

Kb = = (1·10-14/1.8·10-5) = 5.6·10-10

Kw

Ka

[OH-] [CH3COOH]

[CH3COO-]

x · x

0.3-xKb= = = 5.6·10 -10 , adesso proviamo ad approssimare, assumendo che x<5% di 0.3

Determinare il pH di una soluzione di acido debole HA 0.00010 M (Ka = 9·10-6)

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 ciò che accade all’equilibrio.

HA (aq) + H2O (l) H3O+ + A- (aq)

Ka (25°C)= = 9 ·10-6

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ + CH3COO- (aq)

0.0001 0 0 concentrazioni iniziali

-x +x +x variazione concentrazioni

0.0001-x x x concentrazioni all’equilibrio

•Introduciamo le concentrazioni all’equilibrio nella formula che descrive la Ka:

Ka = = 9 ·10-6 =

[H3O+] [A-]

[HA]

[H3O+] [A-]

[HA]

x · x

0.0001-x

Risposta corretta: a

Poiché Ka/C > 10-3 risolviamo l’equazione di secondo grado…

x2 + 9·10-6 x - 9·10-10= 0

x = 2.585·10-5 = [H3O+]

pH = - log [H3O+] = 4.58

Il pH di una soluzione 0.1 M di acido debole HX è 1.34. Determinare la Ka.

a) 2.09·10-2; b) 3.85·10-2; c) 4.57·10-1; d) 1.80·10-5; e) 3.60·10-5

HX (aq) + H2O (l) H3O+ + X- (aq)

Ka = = ?

HX (aq) + H2O (l) H3O+ + X- (aq)

0.1 0 0 concentrazioni iniziali

-x +x +x variazione concentrazioni

0.1-x x x concentrazioni all’equilibrio

Se pH = 1.34 allora [H3O+]=0.0457

•Introduciamo le concentrazioni all’equilibrio nella formula che descrive la Ka:

Ka = = 3.85·10-2

[H3O+] [X-]

[HX]

(0.0457)2

0.1-0.0457

Risposta corretta: b

Qual è il pH di una soluzione ottenuta miscelando 50 ml HCl 0.1 M e 150 ml NH3 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 NH3 = 0.15 l · 0.01 mol/l = 0.015 mol

1. Primo processo: consumo di HClHCl + NH3 NH4Cl0.005 0.015 0 mol iniziali 0 0.01 0.005 mol rimanenti

2. Secondo processo: equilibrio di dissociazione di NH3

La [NH3] = 0.01 mol/(0.05 l + 0.15 l) = 0.05 MLa [NH4

+] = 0.005 mol/(0.05 l + 0.15 l) = 0.025 M; Cl- non influisce sul pH!

NH3 + H2O NH4+ + OH-

0.05 0.025 0 condizioni iniziali0.05-x 0.025+x x condizioni all’equilibrio

La Kb dell’equilibrio che stiamo valutando è: Kb = 1.8·10-5

1.8·10-5 =

Poiché Kb/C < 10-3 x può essere trascurata rispetto alle concentrazioni!

(0.025 + x) x

(0.05 - x)

(0.025)

(0.05)1.8·10-5 = x

[OH-]

x = [OH-] = 3.6·10-5

pOH = 4.44pH = pKw – pOH = 14-4.44 = 9.56

Risposta corretta: e

Il pH di una soluzione 0.5 M di HCN (Ka = 4·10-10) è:

a) 4.5<pH<5; b) 3.5<pH<4.5; c) 5<pH<5.5; d) 5.5<pH<6; e) 9<pH<9.5

HCN + H2O H3O+ + CN-

0.5-x x x all’equilibrio

Poiché Ka/C<10-3 possiamo evitare di risolvere l’equazione di secondo grado:

x = [H3O+] = √(Ka·C) = 1.41·10-5

pH = 4.85

Risposta corretta: a

Qual è il pH di una soluzione ottenuta miscelando 50 ml NaOH 0.1 M e 20 ml CH3COOH 1 M?

a) 5.22; b) 4.14; c) 2.57; d) 5.34; e) 4.26Come procedere:•Individuare i processi;•Determinare le concentrazioni per la reazione di equilibrio.

Condizioni iniziali: mol NaOH = 0.05 l · 0.1 mol/l = 0.005 mol mol CH3COOH = 0.02 l · 1 mol/l = 0.02 mol

1. Primo processo: consumo di NaOHNaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O0.005 0.02 0 mol iniziali 0 0.015 0.005 mol rimanenti

2. Secondo processo: equilibrio di dissociazione di CH3COOH

La [CH3COOH] = 0.015 mol/(0.05 l + 0.02 l) = 0.214 MLa [CH3COO-] = 0.005 mol/(0.05 l + 0.02 l) = 0.071 M; Na+ non influisce sul pH!

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

0.214 0.071 condizioni iniziali0.214-x 0.071+x x condizioni all’equilibrio

La Ka dell’equilibrio che stiamo valutando è: Ka = 1.8·10-5

1.8·10-5 =

Poiché Ka/C < 10-3 x può essere trascurata rispetto alle concentrazioni!

(0.071 + x) x

(0.214 - x)

(0.071)

(0.214)1.8·10-5 = x

[H3O+]

x = [H3O+] = 5.42·10-5

pH = 4.26

Risposta corretta: e