SDD - Seconde Equilibrio e ph. Equilibrio e ph. Obiettivo. Prerequisiti

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1 1 Obiettivo Capire che cosa è il ph, apprendere le leggi fondamentali che lo controllano e capire qualitativamente le applicazioni delle soluzioni tampone. Prerequisiti Il concetto di equilibrio (che comunque viene rivisitato) e il legame covalente. Rivediamo il concetto di equilibrio Abbiamo già visto un tipico esempio del concetto di equilibrio nel caso delle soluzioni sature. In una soluzione satura la situazione finale è dinamica se si osservano i singoli ioni, ma è statica se si osservano le quantità totali di sale sciolto e sul fondo. Per descrivere tutto ciò abbiamo anche introdotto una equazione chimica. Il Principio di Le-Châtelier Quando un sistema che si trova in equilibrio viene perturbato, esso tende a contrastare e a ridurre gli effetti della perturbazione creando nuove condizioni di equilibrio. Se per esempio si disturba una situazione di equilibrio facendo evaporare l'acqua di una soluzione satura avete visto che il sale in più si deposita sul fondo. Se una bibita gassata pressurizzata è aperta, questa perde l'anidride carbonica sciolta perché non c'è più la pressione che la mantiene nella soluzione. Se invece con una bombola di CO 2 si aumenta la pressione del gas, questo si scioglie in quantità maggiore, ecc. CO 2 (aq) < > CO 2 (g) Lo stesso concetto può essere allargato a molte reazioni chimiche. Prendiamo l'ipotetica reazione col le sostanze A, B, C e D e gli indici di bilanciamento a, b, c e d. aa + bb < > dd + ee Si ha una situazione di equilibrio quando si raggiunge una tale situazione che può essere descritta tramite una costante di equilibrio. Si può anche provare a verificare questa affermazione con un esempio preso dalla vecchia produzione del gas città.

2 2 CO + H 2 O < > CO 2 + H 2 1M 1M 0M 0M Reazione M 0.557M 0.443M 0.443M Equilibrio1-2 0M 0M 1M 1M Reazione2 1M 3M 0M 0M Reazione M 2.318M 0.682M 0.682M Equilibrio3 Se si esegue la Reazione1 o la Reazione 2 si ottiene alla fine la stessa posizione di equilibrio. La reazione diretta e quella inversa convergono verso la posizione di equilibrio. Se invece si perturba la condizione di partenza aggiungendo un eccesso di un reagente (l'acqua), l'equilibrio trova una posizione maggiormente spostata verso i prodotti (vedi Reazione 3 ed Equilibrio 3). Provate a ricostruire la formula per l'equilibrio di questa reazione e inserite i dati sopra indicati (in rosso). Troverete sempre lo stesso valore per la costante. Questa è un'altra tipica applicazione del principio di Le-Châtelier. Teniamo il tutto in caldo per il ph. Gli acidi, le basi e il legame covalente dativo L'acido nell'immaginario collettivo è associato alla corrosione, al sapore acido ecc. Dal punto di vista chimico un acido è una sostanza in grado di cedere ioni H +. Vediamo un esempio semplice, l'acido cloridrico. Esso che cosa succede se una molecola di acido cloridrico si trova a contatto con una molecola di acqua. Il legame polarizzato tra H e Cl si rompe (si dice tecnicamente che si dissocia), lasciando i due elettroni sul cloro (è un po' il caso estremo della polarizzazione), a patto che l' H + possa formare un nuovo legame covalente con una coppia di elettroni offerta dall'ossigeno dell'acqua. Questo tipo di legame covalente è chiamato legame covalente dativo, nel senso che gli elettroni sono dati da uno dei due atomi Questa reazione in realtà è un equilibrio! La reazione è reversibile. Se HCl è l'acido, in questo caso l'acqua reagisce come base. La definizione di base è infatti la seguente: Una base è una sostanza in grado si catturare H + formando un legame covalente dativo.

3 3 Acidi forti e acidi deboli Gli acidi sono classificati in forti e deboli a seconda della loro tendenza a dissociarsi più o meno facilmente. Gli acidi forti (come l'acido cloridrico) tendono fortemente a dissociarsi, mentre quelli deboli si dissociano poco. Matematicamente si ha rispetto all'equazione che abbiamo introdotto all'inizio che se K è maggiore di 1 si ha a che fare con un acido forte, se invece è inferiore a 1 l'acido è definito debole. HCl + H 2 O < > Cl - + H 3 O + K>>1 CH 3 COOH + H 2 O < > CH 3 COO - + H 3 O + K<<1 (1.77*10-5 ) L'acido cloridrico è considerato forte, mentre l'acido acetico è debole: questo perché l'acido cloridrico forma per oltre il 99% H 3 O + mentre l'acido acetico si trasforma solamente in una minima parte. Anche per questo non si può condire l'insalata con l'acido cloridrico... Le basi deboli Analogamente agli acidi le basi sono sostanze in grado si catturare H +, guardiamo l'esempio dell'ammoniaca. L'ammoniaca strappa H + dall'acqua formando lo ione ammonio NH 4 + e lo ione idrossido OH -. In questo caso l'acqua reagisce come acido e l'ammoniaca come base. L'acqua è quindi sia un acido sia una base. Questo comportamento è definito come anfotero. Le basi forti Non esistono basi forti in analogia agli acidi forti. Le basi forti cono composti ionici (sali) che sciolti in acqua liberano direttamente OH -.

4 4 Il ph Il ph è una cosa semplicissima. È il logaritmo in base 10 della concentrazione, espressa in molarità, dello ione H 3 O + con il segno meno davanti. Facciamo degli esempi Numero In base 10 Logaritmo ph Cioè se per esempio in una soluzione ci sono mol/l di H 3 O + si dirà che il ph di questa soluzione è ph = -log ( ) = In generale la p piccola deriva dal tedesco Potenz (significa esponente in matematica) e vuol dire sempre -log (). L'autoprotolisi dell'acqua e il ph neutro L'acqua come abbiamo visto può reagire sia da acido sia da base. L'acqua gioca il gioco acido-base anche quando è pura e da sola. In particolare vale la relazione. H 2 O + H 2 O < > H 3 O + + OH - Kw = [H 3 O + ]. [OH - ] / [H 2 O] 2 Al denominatore l'acqua sparisce perché è una quantità che non cambia mai (è il solvente). Si osserva per l'acqua pura una Kw a 20 C di ; ne consegue che la concentrazione di H 3 O + è pari a 10-7 (come anche quella di OH - ). Il ph dell'acqua neutra è quindi 7. Se si aggiunge dunque un acido all acqua, si fa aumentare la concentrazione di H 3 O e quindi il valore di ph tenderà a diminuire. Se si aggiungerà una base il valore di ph tenderà a salire (perché?)

5 5 Proviamo ad immaginare che cosa succede quando si fanno reagire gli acidi con le basi. Siccome le proporzioni tra H 3 O + e OH - sono La neutralizzazione fissate dall'equilibrio dell'acqua le loro quantità sono legate; se uno aumenta l'altro diminuisce di conseguenza e viceversa affinché la costante di Kw sia mantenuta. Se si fa reagire un acido con una base avverrà quindi una neutralizzazione: cerchiamo di capire come e perché. Come si può osservare dallo schema qui sopra, aggiungendo una base ad una soluzione di acido non è possibile che aumenti la concentrazione dello ione OH - e al contempo che rimanga inalterata quella di H 3 O + ; l'equilibrio non sarebbe più garantito.

6 6 Deve per forza succedere qualcosa di diverso. Questo qualcosa di diverso è la neutralizzazione. OH - e H 3 O + reagiscono tra loro formando acqua. Osserva le reazioni indicate nello schema sottostante. Se si aggiunge esattamente la quantità giusta di base, si otterrà una soluzione perfettamente neutra, che contiene però del sale. Tampone Se si procede nello stesso modo con un acido debole avverrà qualcosa di strano al ph. Proviamo a fare la seguente ipotesi. Ad una soluzione che contiene una mole di acido acetico (debole) si aggiunge mezza mole di base forte (NaOH). Che cosa succede? Certamente una neutralizzazione, in modo analogo a quella vista appena ora. Proviamo ora ad immaginare che cosa succede se si neutralizza solo parzialmente l'acido presente con una quantità di base inferiore. Per esempio, se ad una soluzione che contiene 1 M di acido acetico si aggiungessero 0.5 M di base NaOH, che cosa avverrebbe al ph? Ebbene chiaramente si avrebbero 0.5 M di acido e 0.5 M di acido neutralizzato. A questo punti il ph diventa un valore facilmente calcolabile. Quindi la costante di acidità introdotta precedentemente ci da sempre questa informazione: il ph di una soluzione di acido neutralizzata a metà. È anche facile capire che procedendo a neutralizzazioni con quantità diverse di base si otterrebbero valori di ph che seguono questa regola. Inoltre anche piccole aggiunte di acido forte o base forte avrebbero un piccolissimo effetto sul ph,

7 7 mentre se si aggiungono piccole quantità degli stessi all'acqua le variazioni di ph sono piuttosto marcate. Per questo sistema si chiama tampone, è in grado cioè di tamponare e rendere costante il ph. Tutti i sistemi biologici funzionano a ph ben precisi. Per questo motivo è sempre presente un sistema di controllo del ph. Per esempio il sangue ha un ph abbastanza costante di 7.4 (±0.2). Per mantenere costante il ph l organismo controlla la concentrazione dell acido carbonico (quello dell acqua minerale) H 2 CO 3 e dell acido deprotonato HCO 3 -. Entrambi derivano dalla produzione di anidride carbonica delle cellule attraverso la respirazione cellulare. Giocando con la velocità della espirazione dei gas dei polmoni e con l eliminazione dalle urine di composti a base di ammonio (vedi reazione dell ammoniaca) che derivano dal metabolismo delle proteine l organismo controlla la concentrazione delle due sostanze viste e quindi anche il ph. L equazione di Henderson-Hasselbalch Spesso in medicina si accoppiano le due reazioni in equilibrio indicate nello schema soprastante, e cioè quello tra l anidride carbonica e l acido carbonico e l equilibro tra acido carbonico e bicarbonato. Si ottiene la seguente costante di equilibrio CO2 + H2O H2CO3 H2CO3 + H HCO3 +H3O+ K HH = [ H 3 O+ ] [HCO - 3 ] = [CO 2 ] Con l applicazione dei logaritmi si isola il valore del ph in funzione delle concentrazioni del bicarbonato e della CO2 sciolta secondo la seguente equazione. ph=6.1+log [ HCO + 3] [CO 2 ] Si noti che per ottenere un ph di circa 7.4 (fisiologico) il rapporto tra bicarboanto e CO 2 è di circa 20/1.

8 8 Approfondimento corpo umano Si legga il capitolo 30 Equilibrio Acido base tratto dal libro Anatomia e fisiologia. G.A. Thibodeau, K.T. Patton, Ed. Ambrosiana), focalizzando la propria attenzione sui seguenti punti: 1) Il ruolo dei globuli rossi nell equilibrio bicarbonato/cloro. 2) Il ruolo della respirazione. 3) Il duplice ruolo dei reni con escrezione di idronio e di ammoniaca. 4) Le condizioni di acidosi e alcalosi (metaboliche e respiratorie).