Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi

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1 Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi Svante Arrhenius ( ) Johannes Nicolaus Brønsted ( ) Thomas Martin Lowry ( ) Gilbert Newton Lewis ( ) Acidi e basi possono essere grossolanamente divisi in: elettroliti forti (HCl, HNO 3 e NaOH) ed elettroliti deboli (CH 3 COOH e NH 3 ) 1 Alcune immagini sono state prese e modificate da Chimica di Kotz, Treichel & Weaver, Edises 2007, III edizione

2 Acidi producono ioni idrogeno in H 2 O sapore acido-acerbo fanno virare il tornasole al rosso sono elettroliti in soluzione acquosa neutralizzano le soluzioni contenenti ioni idrossido reagiscono con molti metalli generando H 2 (g) reagiscono con i carbonati generando CO 2 (g) distruggono i tessuti HCl, HNO 3, CH 3 COOH Basi producono ioni ossidrile in H 2 O sapore amaro fanno virare il tornasole al blu sono elettroliti in soluzione acquosa neutralizzano le soluzioni contenenti ioni idrogeno al tatto sono viscide distruggono i tessuti (sciolgono i grassi) NaOH, Mg(OH) 2, Al(OH) 3, NH 3 caffeina una base debole acido citrico un acido debole 2

3 Gli acidi reagiscono facilmente con il corallo (essenzialmente CaCO 3 ) e con i carbonati metallici per sviluppare CO 2 gassosa e dare un sale: Gli acidi reagiscono con molti metalli per sviluppare H 2 gassoso e dare un sale: Zn (s) + 2 HCl (aq) = ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) CaCO 3 (s) + 2 HCl (aq) = CaCl 2 (aq)+ CO 2 (g) + H 2 O (l) 3

4 acidi forti (K >>> 1): dissociano completamente (K ) HCl (aq) + H 2 O (l) Cl (aq) + H 3 O + (aq) acidi deboli (K<1): non si ionizzano completamente CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) = CH 3 COO (aq) + H 3 O + (aq) K è una misura della forza dell acido 4

5 Gli acidi e le basi La definizione di Arrhenius è insufficiente in quanto molte basi, come per esempio NH 3, non possono formare OH - per semplice dissociazione elettrolitica. Definizione di Brønsted e Lowry: un acido di Brønsted è una qualsiasi sostanza capace di donare un protone ad un altra sostanza una base di Brønsted è una sostanza che può accettare un protone da un altra sostanza. Definizione di Lewis: un acido di Lewis è una qualsiasi sostanza capace di accettare un doppietto elettronico (elettrofilo) una base di Lewis è una sostanza che possiede un doppietto elettronico disponibile per formare legami covalenti (sostanza nucleofila) 5

6 Gli acidi di Brønsted (composti molecolari, cationici ed anionici) HNO 3 (aq) + H 2 O (l) NO 3 (aq) + H 3 O + (aq) 6

7 Le basi di Brønsted (composti molecolari, cationici ed anionici) 7

8 Gli acidi poliprotici Gli acidi come HCl, HNO 3 e CH 3 COOH sono capaci di donare un protone e perciò sono detti monoprotici. Gli acidi poliprotici sono in grado di donare 2 o più protoni. L acido solforico H 2 SO 4 (aq) + H 2 O (l) HSO 4 (aq) + H 3 O + (aq) 8

9 L acido fosforico 9

10 Coppie coniugate acido-base Una coppia di composti o ioni che differiscono tra loro per la presenza di uno ione H + viene chiamata coppia coniugata acido-base. Ogni reazione che avviene tra un acido e una base di Brønsted implica il trasferimento di uno ione H + e presenta 2 coppie coniugate acido-base coppia coniugata 1 base 2 acido 2 acido 1 base 1 coppia coniugata 2 10

11 coppia coniugata 2 coppia coniugata 1 Il nitrito NO 2 è la base coniugata dell acido nitroso e lo ione idronio è l acido coniugato dell acqua coppia coniugata 2 coppia coniugata 1 Lo ione ammonio NH 4 + è l acido coniugato dell ammoniaca e lo ione ossidrile è la base coniugata dell acqua 11

12 Ogni reazione che avviene tra un acido e una base di Brønsted implica il trasferimento di uno ione H + e presenta 2 coppie coniugate acido-base Coppie acido-base coniugate nome acido 1 base 2 base 1 acido 2 acido cloridrico HCl + H 2 O Cl + H 3 O + acido nitrico HNO 3 + H 2 O NO 3 + H 3 O + idrogeno carbonato HCO 3 + H 2 O CO H 3 O + acido acetico CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + acido cianidrico HCN + H 2 O CN + H 3 O + acido solfidrico H 2 S + H 2 O HS + H 3 O + ammoniaca H 2 O + NH 3 OH + NH ione carbonato H 2 O + CO 3 2 OH + HCO 3

13 L acqua è anfiprotica (anfotera) poiché essa può accettare un protone per formare lo ione idronio: H 2 O (l) + HCl (aq) + H 3 O + (aq) + Cl (aq) base acido oppure può cedere un protone per formare lo ione ossidrile: acido base 13

14 Autoionizzazione dell acqua e costante di ionizzazione, K W Non è necessario che sia presente un acido in acqua affinchè si formi lo ione idronio H 3 O +. Infatti, due molecole d acqua interagiscono tra di loro per dare uno ione idronio e uno ione ossidrile mediante un trasferimento di un protone da una molecola d acqua all altra. Friedrich W. G. Kohlrausch ( ) Questa reazione di autoionizzazione ( detta anche prodotto ionico dell acqua) è stata scoperta da Kohlrausch in esperimenti di conducibilità elettrica utilizzando acqua ultra purificata. Quando l acqua si ionizza l equilibrio è largamente spostato verso sinistra e a 25 C solo circa 2 molecole su 10 9 sono ionizzate in un dato istante. dato che la concentrazione dell acqua è costante (55.5 M) 14

15 La costante di equilibrio K W per la reazione di ionizzazione dell acqua è nota come costante di ionizzazione dell acqua. 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH (aq) Dato che in acqua pura il trasferimento di un protone tra 2 molecole d acqua genera uno ione H 3 O + ed uno ione OH, e l acqua è l unica fonte di questi ioni, deve risultare che : [H 3 O + ] = [OH ]. Misure di conducibilità elettrica condotte in acqua pura dimostrano che [H 3 O + ] = [OH ] = M. Quindi il valore di K W a 25 C è: sostanza conducibilità elettrica (S/m) Ag Cu Au Al H 2 O di mare (35 g/ kg) H 2 O potabile H 2 O deionizzata e degassata

16 In acqua pura le concentrazioni dello ione idronio e dello ione idrossido sono uguali e la soluzione viene definita neutra. Se all acqua pura viene aggiunto un acido o un base, l equilibrio 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH (aq) viene perturbato. Es. se viene aggiunto un acido la [H 3 O + ] aumenta, sicchè la soluzione è detta acida. Il principio di Le Châtelier predice che una piccola frazione di ioni [H 3 O + ] reagirà con ioni OH provenienti dalla autoionizzazione dell acqua per formare acqua. Questo abbassa la [OH ] fino a che il prodotto di [H 3 O + ] e [OH ] è nuovamente eguale a a 25 C soluzione neutra: [H 3 O + ] = [OH ] = M soluzione acida: [H 3 O + ] > [OH ] e [H 3 O + ] > M e [OH ] < M soluzione basica: [H 3 O + ] < [OH ] e [H 3 O + ] < M e [OH ] > M 16

17 Riassumendo soluzione acida soluzione neutra soluzione basica 17

18 Esempio 1. Quali sono le concentrazioni dello ione idrossido e dello ione idronio in una soluzione 0.01 M di HCl a 25 C. L acido cloridrico è un acido forte e ionizza completamente: HCl (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl (aq) da 0.1 mol/l di HCl si formano 0.01 mol/l di H 3 O + e 0.01 mol/l di Cl [H 3 O + ] totale = [H 3 O + ] HCl + [H 3 O + ] H 2O = M Q = [H 3 O + ] totale [OH ] = = 10 9 >> K W = M 2 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH (aq) [OH ] = K W / [H 3 O + ] totale = / 0.01 = M 18

19 La funzione logaritmo La funzione logaritmo in base b è la funzione inversa rispetto alla funzione esponenziale in base b. Si dice, cioè, logaritmo in base b di un numero x l'esponente da dare a b per ottenere x (x viene chiamato argomento del logaritmo). In altre parole, se segue che: esempio, log 3 81 = 4, perché 3 4 = 81. Il logaritmo è utile soprattutto perché trasforma prodotti in somme,i rapporti in differenze e elevamenti a potenza in moltiplicazioni. 19

20 La scala del ph Si definisce ph il logaritmo negativo decimale della concentrazione di ioni idronio: ph = log 10 [H 3 O + ] Analogamente, il poh è il logaritmo negativo decimale della concentrazione di ioni idrossido: poh = log 10 [OH ] In acqua pura [H 3 O + ] = [OH ] = 10 7 M e ph = poh = 7 ph = log 10 [H 3 O + ] = log = 7 log = 7 1 = 7 pk = log 10 ( )=

21 La scala del ph ammoniaca ph 11.9 sostanza ph 1 M HCl 0.0 succo gastrico 1.0 succo di limone 2.3 aceto 2.8 ph sangue ph 7.4 succo di arancia ph 3.8 vino 3.5 succo di pomodoro 4.1 caffè 5.0 piogge acide 5.6 urina 6.0 pioggia 6.5 latte 6.6 acqua pura 7.0 sangue 7.4 aceto Cirio ph 2.8 bicarbonato 8.4 dentifricio 9.9 NH

22 La somma del ph e del poh di una soluzione a 25 C deve essere uguale a 14: 22

23 La reazione di autoionizzazione dell acqua è endotermica 2 H 2 O (l) + calore H 3 O + (aq) + OH (aq) T C K W (M 2 ) ph ΔH = 52 kj/mol A tutte le temperature [H 3 O + ] = [OH ] 23

24 Esempio 2. Calcolare il ph delle seguenti soluzioni acquose a 25 C: a) 0.01 M di HCl; b) 0.1 M NaOH e c) 0.2 M HClO 4. Soluzione: tutti e tre i composti sono elettroliti forti che quindi dissociano completamente: a) l acido cloridrico è un acido forte: HCl (aq) + H 2 O (l) Cl (aq) + H 3 O + (aq) [H 3 O + ] = [HCl] = 0.01 M ph = log 10 (0.01) = log 10 (10 2 ) = 2 b) l idrossido di sodio è una base forte: NaOH (aq) + H 2 O (l) OH (aq) + Na + (aq) [OH ] = [NaOH] = 0.1 M poh = log 10 (0.1) = log 10 (10 1 ) = 1 ph =14 poh = 13 c) l acido perclorico è un acido forte: HClO 4 (aq) + H 2 O (l) ClO 4 (aq) + H 3 O + (aq) [H 3 O + ] = [HClO 4 ] = 0.2 M ph = log 10 (0.2) = log 10 (10 2 ) =

25 Esempio 3. Una soluzione ha ph = 8.5, qual è la [H 3 O + ] della soluzione? Soluzione: ph = log 10 [H 3 O + ] [H 3 O + ] =10 ph [H 3 O + ] = = M Esempio 4. Una soluzione ha poh = 8.5, qual è la [H 3 O + ] della soluzione? Soluzione: ph = 14 poh =5.5 ph = log 10 [H 3 O + ] [H 3 O + ] =10 ph [H 3 O + ] = = M 25

26 La misura del ph: misure dirette o indirette Il tornasole è un colorante di origine vegetale generalmente ottenuto per estrazione con alcali dai licheni del genere Rocella. Misura potenziometrica del ph con il piaccametro. 26

27 Il cavolo rosso deve il suo colore alla presenza nelle sue foglie di sostanze colorate naturali. Queste possono essere facilmente estratte facendo bollire il cavolo rosso in acqua: se il succo che si ottiene è abbastanza concentrato risulta di colore rosso-porpora scuro. Esistono molti tipi diversi di sostanze colorate nei vegetali, come le clorofille, i carotenoidi e le antocianine. I colori ottenuti dipendono dallo stato di protonazione + base + base + acido + acido 27

28 Costanti di equilibrio per acidi e basi È possibile definire in modo quantitativo l entità con cui un acido o una base reagiscono con l acqua. La forza relativa di una serie di acidi potrebbe essere misurata dal ph delle soluzioni di di acidi di pari concentrazione: minore è il ph e maggior è la forza dell acido. La forza relativa di un acido o di una base si può esprimere in modo quantitativo utilizzando la costante di equilibrio di ionizzazione della reazione. per il generico acido debole per la generica base debole In entrambi i casi la forza relativa dell acido o della base aumenta all aumentare di K A o K B. 28

29 Esempio 5. Quale di questi acidi è più forte? La forza degli acidi cresce nella direzione: H 2 CO 3 < HNO 2 < HF 29

30 Esempio 6. Quale di queste basi è più forte? metilammina La forza delle basi cresce nella direzione: NH 3 < CO 3 2 < CH 3 NH 2 30

31 Acidi poliprotici acido fosforico H 3 PO 4 (aq) + H 2 O (l) H 2 PO 4 (aq) + H 3 O + (aq) K 1 = H 2 PO 4 (aq) + H 2 O (l) HPO 2 4 (aq) + H 3 O + (aq) K 2 = HPO 2 4 (aq) + H 2 O (l) PO 3 4 (aq) + H 3 O + (aq) K 3 = acido carbonico H 2 CO 3 (aq) + H 2 O (l) HCO 3 (aq) + H 3 O + (aq) K 1 = HCO 3 (aq) + H 2 O (l) CO 2 3 (aq) + H 3 O + (aq) K 2 = acido solforico H 2 SO 4 (aq) + H 2 O (l) HSO 4 (aq) + H 3 O + (aq) K 1 = ~10 2 HSO 4 (aq) + H 2 O (l) SO 4 2 (aq) + H 3 O + (aq) K 2 =

32 Costanti di ionizzazione di alcuni acidi e delle loro basi coniugate a 25 C nome dell acido acido K A base K B nome della base forza dell acido crescente cloridrico HCl >>1 Cl <<1 ione cloruro nitrico HNO 3 >>1 NO 3 <<1 ione nitrato ione idronio H 3 O + 1 H 2 O acqua fosforico H 3 PO H 2 PO ione diidrogeno fosfato fluoridrico HF F ione fluoridrico acetico CH 3 COOH CH 3 COO ione acetato carbonico H 2 CO HCO ione idrogeno carbonato solfidrico H 2 S HS ione idrogeno solfuro ione diidrogeno fosfato H 2 PO H 2 PO ione idrogeno fosfato ione ammonio NH NH ammoniaca cianidrico HCN CN ione cianuro forza della base crescente ione idrogeno carbonato HCO CO ione carbonato ione idrogeno fosfato HPO PO ione fosfato acqua H 2 O OH 1 ione ossidrile 32

33 Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi 2 ph = log 10 [H 3 O + ] poh = log 10 [OH ] a 25 C K W = [H 3 O + ] [OH ] = M 2 ph + poh = Alcune immagini sono state prese e modificate da Chimica di Kotz, Treichel & Weaver, Edises 2007, III edizione

34 Calcolo del ph di una soluzione di un acido forte HA (aq) + H 2 O (l) A (aq) + H 3 O + (aq) in acqua pura [H 3 O + ] w = [OH ] w = Μ. si aggiunge un acido forte HA alla concentrazione c A dato che l acido è forte [H 3 O + ] A = c A [H 3 O + ] totale = [H 3 O + ] w + [H 3 O+ ] A = [H 3 O + ] w + c A e [OH ] totale = [OH ] w Q =[H 3 O + ] totale [OH ] totale = ([H 3 O + ] w + c A ) [OH ] w > K W K W = ([H 3 O + ] w + c A x) ([OH ] w x) x 2 ([H 3 O + ] w + [OH ] w +c A ) x + c A [OH ] w = 0 [H 3 O + ] = [H 3 O + ] w + c A x e [OH ] = K W / [H 3 O + ] 34

35 Esempio 7. Si calcoli a 25 C il ph di una soluzione 0.1 M di HCl ph = log 10 [H 3 O + ] = log = 1 e poh = 14 1 = 13 NB: quando le concentrazioni dell acido forte è molto più grande della [H 3 O + ] w proveniente dalla ionizzazione dell acqua si ha: ph = log 10 c A [H 3 O + ] totale c A 35

36 Calcolo del ph di una soluzione di una base forte In acqua pura [H 3 O + ] w = [OH ] w = Μ. Si aggiunge una base forte B alla concentrazione c B dato che la base è forte [OH ] B = c B [OH ] totale = [OH ] w + [OH ] B = [OH ] w + c B e [H 3 O+ ] totale = [H 3 O+ ] w Q =[H 3 O + ] totale [OH ] totale = [H 3 O + ] w ([OH ] w + c B ) > K W K W = ([H 3 O + ] w x) ([OH ] w + c B x) x 2 ([H 3 O + ] w + [OH ] w +c B ) x + c B [H 3 O+ ] w = 0 [OH ] = [OH ] w + c B x e [H 3 O+ ] = K W / [OH ] 36

37 Esempio 8. Si calcoli a 25 C il ph di una soluzione 0.1 M di NaOH poh = log 10 [OH ] = log = 1 e ph = 14 1 = 13 NB: quando le concentrazioni della base forte è molto più grande della [OH ] w proveniente dalla ionizzazione dell acqua si ha: ph = 14 log 10 c B [OH ] totale c B 37

38 Validità della approssimazione [H 3 O + ] totale c A (o [OH ] totale c B ) c A (M) [H 3 O + ] (M) (eq. 1) ph (eq. 1) log 10 [c A ] c A 10 5 M e analogamente per le basi c B 10 5 M 38

39 Esempio 9. Si calcoli a 25 C il ph di una soluzione M di HCl Se si aggiunge un acido forte il ph deve essere minore di 7 ph = log 10 [H 3 O + ] = log 10 ( = 6.79 poh = =

40 Calcolo del ph di una soluzione di un acido debole Un acido debole in soluzione acquosa ionizza parzialmente All equilibrio sono presenti 4 specie: HA, A, H 3 O + e OH. Le concentrazioni di equilibrio si ottengono risolvendo il seguente sistema: legge di azione delle masse per l acido legge di azione delle masse per l acqua legge di conservazione della massa per l acido legge di conservazione della carica 40

41 Dopo semplice algebra si ottiene: che è un espressione di 3 in [H 3 O + ]. Ordinandola secondo le potenze di [H 3 O + ] si ha: Questa espressione permette di calcolare il ph di una soluzione acquosa di un acido debole. La soluzione può essere fortemente semplificata nella maggior parte dei casi facendo delle approssimazioni accettabili. Un analoga espressione si ottiene per una base debole (sostituendo [OH ] a [H 3 O + ] e c B a c A 41

42 Approssimazioni 1) Se c A non è troppo piccola e l acido non è troppo debole (K A > ): [H 3 O + ] >> K W / [H 3 O + ], questo termine può essere trascurato rispetto a [H 3 O + ]: [H 3 O + ] totale [H 3 O + ] acido 42

43 2) Se [H 3 O + ] << c A, questo termine può essere trascurato rispetto a c A : c A [HA] Analogamente per soluzioni acquose di una base debole si ha: c B [B] 43

44 Validità delle approssimazioni calcolo del ph per soluzioni di acido acetico a 25 C (K A = M) [acido] (M) ph (eq. 1) ph (eq. 2) ph (eq. 3) c A 10 4 M e analogamente per le basi c B 10 4 M 44

45 La forza relativa di un acido o di una base aumenta all aumentare di K A o K B. In chimica e biochimica si usa spessa una scala logaritmica per riportare e confrontare la forza relativa degli acidi e delle basi pk A = log 10 K A esempi NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH (aq) pk B = log 10 K B H 2 CO 3 (aq) + H 2 O (l) HCO 3 (aq) + H 3 O + (aq) 45

46 Il valore di pk A o pk B diminuisce all aumentare della forza dell acido o della base acido formula K A (M) pk propanoico CH 3 CH 2 COOH forza crescente acetico CH 3 COOH formico HCOOH base formula K A (M) pk anilina C 6 H 5 NH forza crescente ammoniaca NH metilammina CH 2 NH

47 Relazione tra le costanti di ionizzazione di un acido e della propria base coniugata coppia coniugata Il prodotto della K A di un acido e della K B della sua base coniugata è uguale a K W : K A K B = K W pk A + pk B = 14 47

48 L interazioni di un acido debole e della sua base coniugata con H 2 O a 25 C K A K B = K W pk A + pk B = pk W questa equazione è molto utile perché il valore di K B può essere calcolato a partire dal valore di K A, noto K W 48

49 pk di alcuni acidi e delle loro basi coniugate a 25 C: 14 = pk A + pk B nome dell acido acido pk A base pk B nome della base forza dell acido crescente ione idronio H 3 O + 0 H 2 O 14 acqua fosforico H 3 PO H 2 PO ione diidrogeno fosfato fluoridrico HF 3.14 F ione fluoridrico acetico CH 3 COOH 4.74 CH 3 COO 9.25 ione acetato carbonico H 2 CO HCO ione idrogeno carbonato solfidrico H 2 S 7 HS 7 ione idrogeno solfuro ione diidrogeno fosfato H 2 PO HPO ione idrogeno fosfato ione ammonio NH NH ammoniaca cianidrico HCN 9.4 CN 4.6 ione cianuro forza della base crescente ione idrogeno carbonato HCO CO ione carbonato ione idrogeno fosfato HPO PO ione fosfato acqua H 2 O 14 OH 0 ione ossidrile 49

50 Tipi di reazioni acido-base Si è studiata fino ad ora la reazione fra acidi e basi (forti e deboli) con l acqua anfiprotica. Gli acidi e le basi possono, in acqua, reagire fra loro per dar luogo complessivamente alla formazione di sali. tipo acido forte + base forte acido forte + base debole acido debole + base forte acido debole + base debole esempio HCl + NaOH NaCl + H 2 O 50

51 La reazione di un acido forte con una base forte: la reazione di neutralizzazione Acidi e basi forti sono effettivamente ionizzati per il 100 % in soluzione: HCl (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl (aq) NaOH (aq) Na + (aq) + OH (aq) Perciò l equazione ionica netta per la reazione di HCl (acido forte) e NaOH (base forte) è : L equazione ionica netta per la reazione di un acido forte con una base forte è sempre l unione di uno ione idronio con un ione ossidrile per dare acqua. Dato che K = 1 / K W, i reagenti sono completamente consumati per formare i prodotti. Se vengono mescolate un egual numero di moli di NaOH e HCl, il risultato è una soluzione equimolare di NaCl (dissociato in ioni) e neutra (ph =7.0 a 25 C) 51

52 La reazione di un acido forte e di una base forte: calcolo del ph In acqua pura [H 3 O + ] w = [OH ] w = Μ. Si aggiungono quantità note di acido e basi forti, alle concentrazioni [acido] e [base] dato che l acido e la base sono forti, [H 3 O + ] A = [acido] = c A e [OH ] B = [base] = c B [H 3 O + ] totale = [H 3 O + ] w + c A e [OH ] totale = [OH ] w + c B Q =[H 3 O + ] totale [OH ] totale = ([H 3 O + ] w + c A ) ([OH ] w + c B ) > K W K W = ([H 3 O + ] w + c A x) ([OH ] w + c B x) x 2 ([H 3 O + ] w + c A + [OH ] w + c B ) x + ([H 3 O+ ] w + c A ) ([OH ] w + c B ) K W = 0 [H 3 O + ] = [H 3 O + ] w + c A x o [OH ] = [OH ] w + c B x 52

53 Esempio 10. Ad una soluzione 0.1 M di HCl si aggiungono 0.1 mol/l di NaOH. Si calcoli il ph a 25 C. c A = 0.1 M e c B = 0.1 M [H 3 O + ] = [H 3 O + ] w + c A x = [H 3 O+ ] w = M ph = 7 53

54 Esempio 11. Ad una soluzione 0.1 M di HCl si aggiungono 0.2 mol/l di NaOH. Si calcoli il ph a 25 C. c A = 0.1 M e c B = 0.2 M [OH ] = [OH ] w + c B x = = 0.1 M poh = 1 e ph =13 54

55 In pratica quando le concentrazioni dell acido o della base forti sono molto più grandi della [H 3 O + ] proveniente dalla ionizzazione dell acqua si ha: se c A = c B [H 3 O + ] = M e ph =7 se c A > c B [H 3 O + ] = c A c B e ph = log 10 (c A c B ) < 7 se c A < c B [OH ] = c B c A e poh = log 10 (c B c A ) ph = 14 poh > 7 55

56 La reazione di un acido forte con una base debole La base debole non è ionizzata per il 100 % in soluzione: Perciò l equazione ionica netta per la reazione di HCl (acido forte) e NH 3 (base debole) è : In questa reazione lo ione idronio H 3 O + (K A =1) è un acido più forte dello ione ammonio NH 4 + (K A = M) e l ammoniaca NH 3 (K B = M) è una base più forte dell acqua (K W = M 2 ): la reazione è fortemente spostata verso destra. Il mescolamento di quantità equimolari di un acido forte con una base debole produce un sale il cui catione è l acido coniugato della base debole. La soluzione è acida con il ph che dipende dal valore della K A del catione. Si forma il sale cloruro di ammonio NH 4 Cl 56

57 La reazione di un acido debole con una base forte Nella reazione di un acido debole, acido formico HCOOH, con una base forte, NaOH, la reazione ionica netta è: In questa reazione lo ione ossidrile OH (K B = 1) è una base più forte dello ione formiato HCOO (K B = M) e l acido formico HCOOH (K A = M) è un acido più forte dell acqua (K W = M 2 ): la reazione è fortemente spostata verso destra. Il mescolamento di quantità equimolari di una base forte con un acido debole produce un sale il cui anione è la base coniugata dell acido debole. La soluzione è basica con il ph che dipende dal valore della K B dell anione. Si forma il sale formiato di sodio HCO 2 Na 57

58 La reazione di un acido debole con una base debole In questa reazione la formazione dei prodotti è favorita dato che l acido acetico è un acido più forte dello ione ammonio e l ammoniaca è una base più forte dell acetato: la reazione è fortemente spostata verso destra. Il mescolamento di quantità equimolari di una base debole con un acido debole produce un sale il cui anione è la base coniugata dell acido debole e il catione è l acido coniugato della base debole. Il ph della soluzione dipende dai valori di K A dell acido debole e di K B della base debole. Si forma il sale acetato di ammonio CH 3 CO 2 NH 4 58