FOCUS SU EQUILIBRI ACIDO-BASE

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Gilberto Contini
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1 1 Ci sono varie definizioni di acidi e basi, tra le quali meritano di essere ricordate quella di Bronsted e quella di Lewis. Per i nostri fini pratici, ovvero gli esercizi, ci basta però ricordare le definizioni di Arrehnius: Un acido è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni H + Una base è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni OH - Detto questo, distinguiamo tra 2 tipi di acido/base: Forti, ovvero che si dissociano completamente Deboli, ovvero che si dissociano parzialmente secondo un equilibrio regolato da una specifica costante di dissociazione ACIDI/BASI FORTI Un acido forte si dissocia completamente. HCl H + + Cl - Essendo una dissociazione completa la [H + ]=C acido Stesso discorso vale per le basi forti, che si dissociano completamente. NaOH Na + + OH - Anche in questo caso la dissociazione è completa, dunque [OH - ]=C base N.B.: Se un acido (o una base) libera più di uno ione H + (OH - ) bisogna prestare attenzione ai coefficienti stechiometrici della reazione. Ca(OH) 2 Ca OH - In questo caso per ogni mole di Ca(OH) 2 si liberano due moli di OH -, quindi, passando in concentrazioni: [OH - ]=2[Ca(OH) 2 Analogamente, per un acido: H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2- [H + ]=2[H 2 SO 4 ] Esempi di esercizi 1) 1.31 g di HClO 4 sono sciolti in 250 cm 3 di acqua. Calcolare la concentrazione dello ione idrogeno e dello ione idrossido in soluzione, trascurando la variazione di volume. Per prima cosa calcoliamo le moli di HClO 4 : moli di HClO 4 = 1.31 g/ g/mol= Poiché HClO 4 è un acido forte, che si può assumere dissociato al 100%, le moli di H + sono pari a Quindi la concentrazione dello ione H + è pari a: [H + ] = mol/ dm 3 = M Per conoscere la concentrazione dello ione OH - si può utilizzare il prodotto ionico dell acqua: K w = [H + ][OH - ] = 1.00 x Pertanto la concentrazione dello ione OH - è pari a: [OH - ] = K w /[H + ] da cui, sostituendo si ha: [OH - ] = 1.00 x / = 1.92 x M

soluzione acquosa, libera ioni OH - Detto questo, distinguiamo tra 2 tipi di acido/base: Forti, ovvero che si dissociano completamente Deboli, ovvero che si dissociano parzialmente secondo un

2 2 2) g di Ca(OH) 2 sono sciolti in tanta acqua da avere 2.50 dm 3 di soluzione. Calcolare la concentrazione dello ione idrossido e dello ione idrogeno. Calcoliamo le moli di Ca(OH) 2 : g / g/mol= Consideriamo la dissociazione dell idrossido di calcio: Ca(OH) 2 Ca OH - Da questa reazione emerge che per ogni mole di idrossido di calcio dissociata si ottengono due moli di ione idrossido. Pertanto le moli di OH - sono pari a x 2 = La concentrazione di OH - è quindi pari a mol/ 2.50 dm 3 = M Da cui, usando la formula del prodotto ionico dell acqua, la concentrazione dello ione idrogeno è pari a: [H + ] = 1.00 x / = 2.87 x M 3) g di Ba(OH) 2 sono sciolti in tanta acqua da avere 1.50 dm 3 di soluzione. Calcolare il ph e il poh della soluzione. Le moli di Ba(OH) 2 sono pari a g / g/mol= Consideriamo la dissociazione dell idrossido di bario: Ba(OH) 2 Ba OH - Si nota che per ogni mole di idrossido di bario dissociata si ottengono due moli di ione idrossido. Pertanto le moli di ione idrossido sono pari a x 2 = La concentrazione dello ione idrossido è pari a: mol/ 1.50 dm 3 = M. Il poh è definito come poh = log [OH - ] da cui, sostituendo poh = log = 2.93 Poiché ph + poh = pkw = 14 si ha: ph = = ) Il ph di una soluzione acquosa è calcolare la concentrazione dello ione idrogeno. Il ph è definito come: ph = log [H + ] da cui [H + ]= 10 -ph = = 3.16 x 10-4 Per eseguire il calcolo: sulla calcolatrice digitare 10^-3.50!! ACIDI/BASI DEBOLI Questo caso è sicuramente più complesso del precedente. Un acido debole è un acido che non si dissocia completamente in acqua. Ciò significa che ogni volta dobbiamo valutare quando acido si è dissociato. Per fare questo dobbiamo ricorrere alla costante di dissociazione acida, conosciuta anche come K a. Per un acido debole monoprotico qualunque, che si dissocia come segue: HA +H 2 O H 3 O + + A - Con K a =

00435 Consideriamo la dissociazione dell idrossido di calcio: Ca(OH) 2 Ca 2+ + 2 OH - Da questa reazione emerge che per ogni mole di idrossido di calcio dissociata si ottengono due moli di ione

3 3 Vediamo dunque cosa succede alle nostre specie, considerando una concentrazione iniziale C acido dell acido: INIZIALE FINALE [HA] C acido C acido -x [A - ] // x [H 3 O + ] // x Accade cioè questo: la concentrazione iniziale dell acido diminuisce di una quantità incognita x, che corrisponde alla parte che si è dissociata. K a = Nella maggior parte dei casi si dimostra che la quantità di acido dissociata è trascurabile rispetto a quella iniziale, dunque l equazione diventa: K a = Da qui deriva che x= =[H + ] Per le basi deboli monoprotiche vale discorso analogo, solo che la reazione di dissociazione sarà: B +H 2 O BH + + OH - Con K b = Vediamo, anche in questo caso, cosa succede alle nostre specie, considerando una concentrazione iniziale C base della base: INIZIALE FINALE [HA] C base C base -x [A - ] // x [H 3 O + ] // x Accade cioè questo: la concentrazione iniziale della base diminuisce di una quantità incognita x, che corrisponde alla parte che si è dissociata. K b = Nella maggior parte dei casi si dimostra che la quantità di base dissociata è trascurabile rispetto a quella iniziale, dunque l equazione diventa: K b = Da qui deriva che x=!" =[OH - ]

K a = Nella maggior parte dei casi si dimostra che la quantità di acido dissociata è trascurabile rispetto a quella iniziale, dunque l equazione diventa: K a = Da qui deriva che x= =[H + ] Per le

4 4 Esempi di esercizi 1) Calcolare le concentrazioni delle specie all equilibrio e il ph di una soluzione di HBrO M sapendo che K a vale 2.06 x 10-9 Sia x = mol/l di HBrO che si dissocia : all equilibrio si avrà [H + ] = x ; [BrO - ] = x e [HBrO] = x Sostituendo tali valori nella costante K a si ha : 2.06 x 10-9 = (x)(x)/ x Trascurando la x al denominatore, stante il fatto che K a è molto piccola, e risolvendo rispetto a x si ha : [H + ] = 2.31 x 10-5 M ; [BrO - ] = 2.31 x 10-5 M e [HBrO] = x 10-5 M = M ph = log 2.31 x 10-5 =4.64 2) Calcolare il ph di una soluzione M di NH 3 sapendo che K b = 1.8 x 10-5 Sia x = mol/l di NH 3 che si dissocia : all equilibrio [NH 3 ] = x ; [NH 4 + ] = x e [OH - ]= x Sostituendo tali valori nella K b si ha : K b = 1.8 x 10-5 = (x)(x)/ x Trascurando la x al denominatore e risolvendo si ottiene x = che corrisponde alla concentrazione di OH - Quindi: poh = log = 2.9 ph = = ) Calcolare la concentrazione iniziale di NH3 se si vuole ottenere una soluzione a ph = K b = 1.81 x 10-5 Il poh corrispondente vale = 2.00 e pertanto la concentrazione dello ione OH - all equilibrio deve essere pari a = M Detta x la concentrazione iniziale di NH 3 richiesta, all equilibrio, [OH - ] = [NH 4 + ] = M e [NH 3 ] = x Sostituendo tali valori nella K b (approssimata) si ha : 1.81 x 10-5 = ( )(0.0100) / x x = 5.5 che rappresenta la nostra incognita. 3) Calcolare la K b della base debole dietilammina (C 2 H 5 ) 2 NH sapendo che una soluzione M ha un ph pari a La reazione è : (C 2 H 5 ) 2 NH + H 2 O = (C 2 H 5 ) 2 NH OH -

260-x Trascurando la x al denominatore, stante il fatto che K a è molto piccola, e risolvendo rispetto a x si ha : [H + ] = 2.31 x 10-5 M ; [BrO - ] = 2.31 x 10-5 M e [HBrO] = 0.260 2.31 x 10-5 M = 0.

5 5 Il poh di tale soluzione è = 1.67 cui corrisponde una concentrazione dello ione OH - pari a = M All equilibrio la concentrazione di OH - è pari a quella di (C 2 H 5 ) 2 NH 2 + mentre quella della base in dissociata è pari a =0.479 M Da qui deriva che: Kb = ( )(0.0214)/ =9.56 x 10-4

0214 M All equilibrio la concentrazione di OH - è pari a quella di (C 2 H 5 ) 2 NH

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