CALCOLO DEL ph. ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00

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1 CALCOLO DEL ph Calcolare il ph di una soluzione di HCl 1,0x10-3 M HCl acido forte che si dissocia completamente HCl H + + Cl - 1 mol di HCl produce 1 mol di H + ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00

2 Tipici acidi forti sono: HCl acido cloridrico H 2 SO 4 acido solforico HBr acido bromidrico HNO 3 acido nitrico HI acido iodidrico HClO 4 acido perclorico Tipiche basi forti sono gli idrossidi del gruppo IA e IIA: LiOH idrossido di litio Ca(OH) 2 idrossido di calcio NaOH idrossido di sodio Sr(OH) 2 idrossido di stronzio KOH idrossido di potassio Ba(OH) 2 idrossido di bario

3 CALCOLO DELLA CONCENTRAZIONI DI H 3 O + Calcolare la [H 3 O + ] di una soluzione di HCl il cui ph è uguale a 4,00 HCl acido forte che si dissocia completamente 4,00 = - log [H 3 O + ] [H 3 O + ] = 1,0x10-4 M

4 CALCOLO DEL ph DALLA CONCENTRAZIONE DI OH - Calcolare il ph di una soluzione di NaOH 1,0x10-5 M NaOH base forte che si dissocia completamente NaOH Na + + OH - 1 mol di NaOH produce 1 mol di OH - [OH - ] = 1,0x10-5 M [H 3 O + ][OH - ] = 1,0x10-14 [H 3 O + ] = 1,0x10-14 / [OH - ]= 1,0x10-14 /1,0x10-5 = 1,0x10-9 M ph = - log [1,0x10-9 ] = 9,00

5 ACIDI DEBOLI E COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA Consideriamo un acido debole monoprotico HA HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) la costante di equilibrio per la ionizzazione acida è data da K a = [H 3 O + ][A - ]/[HA] definita anche COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA Maggiore è la K a più forte è l acido

6 Si definisce il pk a come: Ad ogni acido debole è associato un valore caratteristico di K a e quindi di pk a. Alcuni tipici acidi deboli sono: CH 3 COOH HCN H 2 CO 3 H 2 SO 3 H 2 S HF pk a = -log(k a ) acido acetico acido cianidrico acido carbonico acido solforoso acido solfidrico acido fluoridrico In pratica si considerano acidi forti tutti quelli che hanno Ka>>1, mentre gli acidi deboli hanno Ka<1 NB: Ka(H 3 O + )=1

7 ESEMPIO Calcolo del ph di una soluzione 0,50 M di HF (k a = 7,1x10-4 ) HF (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + F - (aq) HF (aq) H 3 O + (aq) F - (aq) Inizio 0,50 0,00 0,00 Variazione - x +x +x Equilibrio (0,50-x) x x K a = [H 3 O + ][F - ]/[HF] = (x)(x)/(0,50-x) = 7,1x10-4 Da cui: x = 0,019 M

8 In realtà possiamo trarre una formula che è data da: [H + ] = k a xc a Dove k a costante di dissociazione acida e C a è la concentrazione iniziale dell acido

9 ESEMPIO Abbiamo quindi: [HF] = 0,50-0,019 = 0,48 M [H 3 O + ] = 0,019 M [F - ] = 0,019 M ph = -log [0,019] = 1,72

10 ACIDI DIPROTICI E POLIPROTICI Sono acidi che forniscono più di uno ione idrogeno per molecola Questi acidi si ionizzano a stadi perdendo uno ione idrogeno per volta Per questo motivo presentano più di una costante di ionizzazione acida

11 Ka H 2 CO 3 + H 2 O 1 HCO H 3 O + Ka 1 = [HCO 3 - ] [H 3 O + ] [H 2 CO 3 ] Ka HCO 3- + H 2 O 2 CO H 3 O + Ka 2 = [CO 3 2- ] [H 3 O + ] [HCO 3- ]

12 Calcolare la concentrazione di tutte le specie in una soluzione 0,1 M K a1 = 4,2X10-7 quindi [H 3 O + ] = (4,2x10-7 x 0,1) = 2,0x10-4 M sono uguali nei due equilibri Primo stadio di ionizzazione: H 2 CO 3(aq) H 3 O + (aq) HCO - 3 (aq) Inizio 0,10 0,00 0,00 Variazione - x +x +x Equilibrio (0,10-x) x x

13 Quindi [H 2 CO 3 ]= (0,10 0,0002) M = 0,1 M [H 3 O + ] = 2,0 x 10-4 M [HCO 3- ] = = 2,0 x 10-4 M

14 Secondo stadio di ionizzazione: le specie più rilevanti sono HCO 3-, H + e CO 3 2- HCO - 3 (aq) H 3 O + (aq) CO 2-3 (aq) Inizio 0,0002 0,0002 0,00 Variazione - y +y +y Equilibrio 0,0002-y 0,0002+y y K a2 = 4,8x10-11 K a2 = [H 3 O + ][CO 3 2- ]/ [HCO 3- ] 4,8x10-11 = (0,0002+y)(y)/(0,0002-y) Da cui: y = 4,8x10-11 [CO 3 2- ] = 4,8x10-11 M

15 BASI DEBOLI E COSTANTE DI IONIZZAZIONE BASICA Come per acidi deboli, anche le basi deboli hanno una costante di ionizzazione basica. Ad esempio se si considera la reazione dell'ammoniaca in acqua: NH3 + H2O NH4+ + OHe si ripete il ragionamento fatto per l'acido, si ottiene: Kb = Keq [H2O] = [OH-] [NH4+] costante ionizzazione basica [NH3]

16 Come per gli acidi la formula per il calcolo degli OH - : [OH - ] = k b x c b

17 Analogamente agli acidi, si definisce il pk b come: Ad ogni base debole è associato un valore caratteristico di K b e quindi di pk b. Tipiche basi deboli sono l ammoniaca e le ammine organiche quali: NH 3 NH 2 CH 3 C 5 H 5 N pk b = -log(k b ) ammoniaca metilammina piridina In pratica si considerano basi forti tutti quelle che hanno Kb>>1, mentre le basi deboli hanno Kb<1. NB: Kb(OH - )=1

18 RELAZIONE TRA LE COSTANTI DI IONIZZAZIONE DI ACIDI E BASI CONIUGATI CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO - (aq) K a = [H + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH] La base coniugata CH 3 COO - reagisce con l acqua: CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) K b = [CH 3 COOH] [OH - ]/[CH 3 COO - ]

19 Facendo Il prodotto delle due costanti: K a x K b = ([H + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH])x ([CH 3 COOH] [OH - ]/[CH 3 COO - ]) = [H + ]x[oh - ] = K w Chiaramente talvolta posso usare questa relazione per il calcolo della K a sapendo la K b della base coniugata

20 In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha: K a K b = K w Per esempio, per la coppia NH 4+ /NH 3 : K b [NH4 ][OH [NH ] 3 ] K a [NH3][H3O [NH ] 4 ] K a K b [NH 4 ][OH [NH ] 3 ] [NH 3 ][H [NH 3 4 ] O ] 3 O ][OH ] [ H K w

21 Esiste dunque una semplice relazione tra K b per CN - e la K a per l acido coniugato HCN; si ha infatti: CN - (aq) + H 2 O (l) HCN (aq) + OH - (aq) K b HCN(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CN - (aq) K a H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) K w Dalla regola di combinazione delle costanti di equilibrio si ha: Da cui K b K K w a K a K b K w A esempio, sapendo che l HCN ha K a =4,9x10-10 si ricava la K b dello ione CN - K K 1, w 5 b 2, Ka 4,910

22 La stessa relazione vale ovviamente per gli acidi coniugati di basi deboli. A esempio, sapendo che NH 3 ha K b =1.8x10-5 si ricava la K a dello ione NH 4 + b 14 K w Ka K A questo punto il calcolo del ph di una soluzione salina in cui uno dei due ioni idrolizza è del tutto analogo a quello visto per calcolare il ph di una soluzione di un acido o una base debole. Esempio: calcolare il ph di una soluzione 0,050M di NH 4 Cl sapendo che per NH 3 K b =1, Il cloruro d ammonio si dissocia nei due ioni costituenti H NH 4 Cl (s) 2 O NH + 4 (aq) + Cl - (aq) La concentrazione dello ione ammonio sarà quindi uguale a quella di NH 4 Cl, cioè 0,05M

23 Lo ione ammonio si comporta come un acido debole e il ph di una sua soluzione 0,05 M si calcola esattamente come visto per un qualsiasi acido debole. L unica differenza è che il problema non dà il K a dell ammonio, ma solo della sua base coniugata, l ammoniaca, ma questo può essere calcolato immediatamente dalla relazione: b 14 K w Ka K NH 4 + (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) conc. iniziale ~0 variazioni -x +x +x conc. equilibrio x x x K a [NH 3 ][H [NH 3 4 O ] ] x x

24 x x ) 10 (5.6 x ] [ ] [ ] [ x NH x NH x H O 5,3 ) 10 log(5,3 ph 6 ph <7 acida

25 REAZIONI ACIDI-BASE: FORMAZIONE DEI SALI Un sale è un composto che deriva dalla reazione tra un acido ed una base I Sali sono elettroliti che si dissociano completamente in acqua e talvolta reagiscono con l acqua IDROLISI SALINA: reazione di un anione o di un catione di un sale (o di entrambi) con l acqua

26 Dato che un sale è il prodotto della reazione tra un acido e una base e dato che acidi e basi possono essere sia forti che deboli, si hanno diversi casi possibili

27 1) Sali provenienti da acidi deboli e basi forti: idrolisi basica (acetato di sodio; CH3COONa) CH3COONa CH3COO- + Na+ Lo ione Na+ non ha nessuna tendenza a reagire con l'acqua in quanto deriva da una base forte (NaOH) Lo ione CH3COO-, in quanto base coniugata dell'acido debole CH3COOH, reagirà con l'acqua secondo il seguente equilibrio: CH3COO - + H2O CH3COOH + OH- La soluzione diventa basica (ph >7) per eccesso di ioni OH-

28 2) Sali provenienti da acidi forti e basi deboli: idrolisi acida (cloruro di ammonio; NH4Cl) NH4Cl NH4+ + ClLo ione Cl- non ha nessuna tendenza a reagire con l'acqua in quanto deriva da un acido forte (HCl) Lo ione NH4+, in quanto acido coniugato della base debole NH3, reagirà con l'acqua secondo il seguente equilibrio: NH4+ + H2O NH3 + H3O+ La soluzione diventa acida (ph<7) per eccesso di ioni H3O+

29 3) Sali provenienti da acidi forti e basi forti: nessuna idrolisi (cloruro di sodio; NaCl) NaCl Na+ + ClLo ione Na+ non ha nessuna tendenza a reagire con l'acqua in quanto deriva da una base forte (NaOH); lo ione Cl- non ha nessuna tendenza a reagire con l'acqua in quanto deriva da un acido forte (HCl): nessuno dei due ioni reagisce con l'acqua e quindi non si ha idrolisi. La soluzione rimane a ph=7

30 Esempio Calcolare il ph di una soluzione 0,15 M di acetato di sodio CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l) CH 3 COO - (aq) + Na + (aq)

31 Esempio Di questi ioni, CH 3 COO - reagirà con l acqua CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) Idrolisi basica K b = K w /K a = 1x10-14 /1,8x10-5 = 0,5x10-9 [OH - ] = K b x c b = (0,5x10-9 )x(0,15) = 9,2x10-6 M poh = - log (9,2x10-6 ) = 5,04 ph = 14 5,04 =8,96

32 NEUTRALIZZAZIONE La reazione di un acido con una base per ottenere un sale ed acqua viene talvolta chiamata NEUTRALIZZAZIONE La neutralizzazione in realtà richiede lo stesso numero di moli di H 3 O + ed OH - HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) Sappiamo che HCl, NaOH e NaCl sono dissociati in soluzione acquosa

33 Per cui possiamo scrivere: H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O (l) Poiché Na + e Cl - risultano invariati prima e dopo la reazione (chiamati per questo IONI SPETTATORI) possiamo scrivere: H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (l) Questa è l equazione netta della reazione di neutralizzazione di qualsiasi coppia acido fortebase forte

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