Ionizzazione dell acqua, ph, poh

Транскрипт

1 Ionizzazione dell acqua, ph, poh L acqua è una sostanza la cui ionizzazione può essere rappresentata dall equazione SEMPLIFICATA H 2 O H + + OH - in realtà gli ioni H+ allo stato libero non esistono in soluzione acquosa, ma come ione OSSONIO (H3O + ) Quindi l equazione più corretta è 2H 2 O H 3 O+ + OH- Per ragioni di brevità, si preferisce ricorrere alla prima equazione

2 Equilibrio di autoionizzazione dell acqua

3 Dal valore molto basso della Keq, si deduce che la frazione di molecole di acqua ancora indissociate in protoni e ioni ossidrile è praticamente quella iniziale. Considerando che la massa di una mole di acqua è 18 g/mole e che la massa totale di acqua in un litro è 00 g la concentrazione molare dell acqua pura sarà: 00 g 55,55 mol [H2O] 55,55 mol/ 1 litro 55, 55 M 18 g/mol

4 H2O H+ + OH- K [H+] [ OH-] [ H 2 O] Costante (55, 55) Kw [H+] [OH-] [H+] [OH-] -7 (soluzione neutra) Prodotto ionico dell H 2 O (a 25 C -14 ) E conveniente utilizzare una scala logaritmica per esprimere la [H+] e la [OH-] -lg [H+] ph -lg [OH-] poh Dal prodotto ionico ph + poh 14

5 ACIDI E BASI NELLA VITA QUOTIDIANA Acidi Basi Molti dei prodotti (classificabili in chimica come miscugli omogenei e/o eterogenei), normalmente usati in casa, presentano caratteristiche acide o basiche. Ne sono esempi: saponi, detersivi, medicine e alimenti

6 Acidi e basi secondo Arrhenius (1887): Gli Acidi si dissociano in acqua liberando ioni H + HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - HCl H + + Cl - (semplificata) Le Basi si dissociano in acqua liberando ioni OH - NaOH Na + + OH -

7 Acidi e basi secondo la teoria di Brönsted- Lowry (1923) Acido: specie chimica che dona protoni Base: specie chimica che accetta protoni Introduzione del concetto di coppia coniugata acido/base HA + H 2 O H 3 O + + A - Acido Base Acido coniugato Base coniugata

8 NH 4 + ione ammonio Esempio di reazione tra un acido e una base

9 Acidi e basi secondo la teoria di Lewis (1923) Acido è una specie chimica (molecola o ione) in grado di accettare una coppia di elettroni (H +, BF 3, ecc.). Base è una specie chimica (molecola o ione) in grado di fornire una coppia di elettroni (OH -, NH 3, ecc.).

10 Gli acidi e le basi come elettroliti. Le sostanze che in soluzione acquosa si scindono in ioni positivi e negativi in grado di condurre, in varia misura, la corrente elettrica, vengono chiamate elettroliti. Sono elettroliti gli acidi, le basi, e i sali.

11 ACIDI ACIDI FORTI ACIDI DEBOLI In soluzione acquosa si ionizzano completamente HCl HNO 3 In soluzione acquosa si ionizzano solo parzialmente CH 3 COOH (ac.acetico) HCN (ac.cianidrico) H 2 CO 3 H 2 SO 3 H 2 S

12 BASI BASI FORTI BASI DEBOLI In soluzione acquosa si dissociano o ionizzano in modo completo In soluzione acquosa producono quantità ridotte di ioni OH - KOH NaOH Ca(OH) 2 NH 3

13 La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base forte può essere così rappresentata: La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base debole può essere così rappresentata:

14 Una soluzione acquosa in cui prevale la concentrazione degli ioni H +, risulta acida. [ H + ] > [ OH - ] soluzioni acide [ H + ] > -7 Una soluzione in cui prevale la concentrazione degli ioni OH - risulta basica. [ H + ] < [ OH - ] soluzioni basiche [ H + ] < -7

15 Il grado di acidità e di basicità si misura mediante una scala i cui valori a 25 C sono compresi tra 1 e 14, chiamata scala di ph. ph 7 indica la neutralità ph < 7 indica l acidità ph > 7 indica la basicità

16 Si definisce ph il logaritmo negativo (in base ) della concentrazione di ioni idrogeno di una soluzione ph - log [ H + ]

17 MISURA DEL ph La figura seguente mostra l utilizzo dell indicatore universale, una cartina preparata con un miscuglio di sostanze(indicatori), in grado di assumere tonalità di colore differenti a seconda della concentrazione di ioni H + o OH -. In base al colore si può risalire al valore del ph

18 Mediante l'indicatore universale vediamo che le varie soluzioni si colorano di determinati colori; questi colori rappresentano il ph della sostanza (acida, basica o neutra)

19 Per misure più accurate del ph si può impiegare uno strumento apposito, detto PIACCAMETRO Esso consente di misurare il ph immergendo una sonda direttamente nella soluzione e leggendo su un apposita scala il valore del ph.

20 Preparazione di un indicatore naturale: il succo del cavolo rosso Liquido di colore blu viola che a contatto con sostanze acide diventa rosso, mentre a contatto con sostanze basiche diventa verde e perfino giallo Si taglia a fettine un cavolo rosso Si pongono le fettine in una pentola e si versa acqua fino a ricoprirle Si pone la pentola su un fornello (anche elettrico) Si lascia bollire per 30 minuti Si spegne il fornello e si lascia raffreddare Si filtra il liquido blu viola ottenuto in un recipiente dall imboccatura larga

21 Acidi e basi forti Abbiamo visto che un acido forte è caratterizzato dal fatto che in soluzione acquosa esso cede completamente il protone all acqua, cioè: HCl(aq) +H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Tale reazione è spesso scritta più semplicemente HCl(aq) H + (aq) + Cl - (aq) che illustra come la reazione di ionizzazione dell acido cloridrico sia completa. Consideriamo ad esempio una soluzione 0, M di HCl. Poiché HCl si dissocia completamente avremo: [H + ]0, M

22 A rigore dovremmo considerare un ulteriore contributo alla concentrazione di H + dovuto all autoionizzazione dell acqua. Questo contributo è però di solo -7 mol/l per l acqua pura e sarà ancora minore in presenza di ulteriori ioni H + in soluzione per il principio di Le Chatelier. Il contributo dell autoionizzazione dell acqua può quindi essere tranquillamente trascurato. (Questa considerazione vale solo per soluzioni abbastanza concentrate, con concentrazioni -6 di acidi forti; per soluzioni molto diluite gli ioni H + provenienti dall autoionizzazione dell acqua non sono più trascurabili). QUINDI TRASCURO IL CONTRIBUTO DELL ACQUA per soluzioni abbastanza concentrate ( -6 M) di acidi forti

23 Una base forte è caratterizzato dal fatto che in soluzione acquosa si dissocia completamente in ioni OH - cioè: NaOH(aq) Na + + OH - Consideriamo ad esempio una soluzione 0, M di NaOH. Poiché NaOH si dissocia completamente avremo: [OH - ]0, M

24 A differenza degli acidi e delle basi forti, gli acidi e le basi deboli sono solo parzialmente dissociati in soluzione acquosa e stabiliscono un equilibrio. Acidi deboli Acidi e basi deboli Un acido debole, indicato genericamente HA, in soluzione acquosa stabilisce il seguente equilibrio di ionizzazione: HA H + + A - per la quale si definisce una costante di ionizzazione acida: Ka [H+] [A-] [HA]

25 Si definisce il pk a come: pk a -log(k a ) 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 acido acetico HCN acido cianidrico H 2 CO 3 acido carbonico H 2 SO 3 acido solforoso H 2 S acido solfidrico HF acido fluoridrico Ka> -1 acido forte Ka< -4 acido debole

26 Nota Ka per un acido debole è possibile calcolare facilmente le concentrazioni all equilibrio di HA, H + e A - per una soluzione con concentrazione nota di HA utilizzando i metodi generali visti per gli equilibri. Esempio Calcolare le concentrazioni di HA, H + e A - e il ph di una soluzione di un acido debole 0,1 M con Ka1,4-5 HA(aq) H + (aq) + A - (aq) Conc. iniziali 0, 0 * 0 Variazioni -x +x +x Concentrazioni all equilibrio 0,-x x x Dall equazione della costante di equilibrio si ha: K a + - [H ][A ] [HA] 1,4-5 2 x 0, - x * trascuro H2O

27 Questa è un equazione di secondo grado da risolvere rispetto ad x; essa può però essere notevolmente semplificata notando che poichè K a è molto piccola la reazione è molto poco spostata verso destra e di conseguenza x sarà molto piccolo e trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale 0,: Si ha quindi: 1,4 x<<0, 0,-x 0, -5 2 x 0, - x x 2 1,4-5 0, 1, x 1,4 1,2-3 1,4-5 2 x 0,

28 Le concentrazioni all equilibrio sono quindi: [H + ] x 1,2-3 ph -log(1,2-3 )2,92 [A - ] x 1,2-3 [HA] 0, - x 0,0998 0, [H + ] K a [HA] 0 Ca > -3 Ka< -3 posso usare l approssimazione (come in pratica fatto nell esercizio precedente)

29 Acidi poliprotici Alcuni acidi contengono due o più idrogeni dissociabili come protoni e sono detti acidi poliprotici. L acido solforico ad esempio può perdere due protoni: H 2 SO 4 H + + HSO 4 - completa HSO 4 - H + + SO 4 2- K a 1,7x -2 In generale un acido poliprotico è un acido debole e comporta due o più equilibri simultanei. Ad esempio per l acido carbonico: + [H ][HCO H 2 CO 3 H + + HCO - 3 ] 3 K a1 K a1 4,3x [H CO ] -7 + [H ][CO HCO - 3 H + + CO 2-3 ] 3 K a2 K a2 4,8x [HCO ] In generale la seconda costante acida di un acido poliprotico è molto più piccola della prima K a2 << K a

30 Il calcolo del ph e delle concentrazioni all equilibrio delle specie presenti in una soluzione di un acido diprotico è in generale molto complesso. Esso è però fortemente semplificato quando K a2 <<K a1 cosa che capita fortunatamente molto spesso. Infatti in questo caso il contributo alla concentrazione degli ioni H + dovuto al secondo equilibrio è trascurabile. Di conseguenza [H + ] è determinata solo dal primo equilibrio e va calcolata come già visto per un acido debole monoprotico con costante acida K a1. Poiché il secondo equilibrio ha costante molto piccola la diminuizione della concentrazione del monoanione è trascurabile e anche tale concentrazione va calcolata semplicemente dal primo equilibrio. Il calcolo della concentrazione del dianione richiede invece di considerare il secondo equilibrio.

31 Esempio Calcolare il ph e la concentrazione degli ioni idrogeno carbonato e carbonato in una soluzione 0, M di acido carbonico sapendo che K a1 4,3x -7 e K a2 4,8x -11. Poiché K a2 <<K a1 si considera solo il primo equilibrio come se l acido carbonico fosse un acido debole monoprotico: H 2 CO 3 (aq) H + (aq) + HCO 3 - (aq) Conc. iniziali 0, 0 0 Variazioni -x +x +x Concentrazioni 0,-x x x all equilibrio Dall equazione della costante di equilibrio si ha: K a1 + [H ][HCO [H CO ] ] 4,3-7 2 x 0, - x 4,3-7 2 x 0, x 2 4,3-7 0, 4, x 4,3 2,1

32 + [H ] x 2,1-4 [HCO 3 ] x 2,1-4 ph-log(2,1-4 )3,68 [H2CO3] 0,1- x 0, Per calcolare la concentrazione di CO 3 2- si deve considerare il secondo equilibrio: HCO 3 - (aq) H + (aq) + CO 3 2- (aq) Conc. iniziali 2,1-4 2,1-4 0 Variazioni -y +y +y Concentrazioni all equilibrio 2,1-4 -y 2,1-4 +y y Dall equazione della seconda costante di equilibrio si ha: + 2- [H ][CO3 K a2 - [HCO3 ] ] (2,1 + y) y 4,8-4 2,1 - y

33 HCO - 3 (aq) H + (aq) + CO 2-3 (aq) Conc. iniziali 2,1-4 2,1-4 0 Variazioni -y +y +y Concentrazioni 2,1-4 -y 2,1-4 +y y all equilibrio y << 2,1 4, ,1 2,1 y -4 / / (2,1 + y) y 4,8-4 2,1 - y y 4, [H ] 2,1 + y 2,1 + 4,8 2,1-4 2 [CO 3 ] y 4,8-11 Il contributo del secondo equilibrio ad H + è trascurabile

34 Soluzioni di Sali in acqua Un sale deriva dalla reazione di neutralizzazione di un acido e di una base in soluzione acquosa. In soluzione acquosa i sali sono dissociati negli ioni costituenti: H 2 O NaCl(s) H NH 4 Cl(s) 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) NH 4 + (aq) + Cl - (aq) H 2 O CH 3 COONa(s) CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) H 2 O CH 3 COONH 4 (s) CH 3 COO - (aq) + NH 4 + (aq) Abbiamo visto che nella teoria di Brønsted e Lowry anche gli ioni possono comportarsi da acidi o da basi, in particolare se sono gli acidi o le basi coniugati di basi o acidi deboli, rispettivamente. Ioni che sono i coniugati di acidi o basi forti invece non hanno proprietà basiche o acide.

35 Se abbiamo una soluzione di NaCl, poiché gli ioni costituenti sono i coniugati di un acido forte (HCl) e di una base forte (NaOH), Na + e Cl - non hanno alcuna tendenza ad accettare o donare protoni all acqua / Na + (aq) + H 2 O nessuna reazione Cl - (aq) + H 2 O / nessuna reazione La soluzione risulterà quindi neutra. Consideriamo ora una soluzione ottenuta sciogliendo NH 4 Cl in acqua H NH 4 Cl (s) 2 O NH + 4 (aq) + Cl - (aq) Mentre lo ione Cl - è stabile in acqua, lo ione NH 4 + è l acido coniugato della base debole NH 3 è quindi in grado di cedere un protone all acqua secondo la reazione: NH 4 + (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq)

36 NH 4 + (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) La soluzione risulterà dunque acida. La reazione tra NH 4 + e H 2 O fondamentalmente non è diversa dalle altre reazioni acido-base. Tuttavia una reazione tra uno ione e l acqua viene detta reazione di idrolisi. Si dice allora che lo ione ammonio si idrolizza (a differenza dello ione cloruro). Quando sciogliamo in acqua del cianuro di sodio, NaCN: NaCN (s) Na + (aq) + CN - (aq) in questo caso lo ione Na + è stabile, mentre lo ione CN - è la base coniugata dell acido cianidrico HCN, è quindi in grado di accettare un protone dall acqua secondo la reazione: CN - (aq) + H 2 O (l) HCN (aq) + OH - (aq) la soluzione risulta dunque basica. Lo ione cianuro si idrolizza.

37 Se entrambi gli ioni del sale sono i coniugati di una acido e di una base debole, la soluzione risulterà acida o basica a seconda se lo ione acido è più forte di quello basico (la base coniugata del catione è più debole dell acido coniugato dell anione) o viceversa. Ricapitolando per idrolisi si intende la reazione di uno ione con l acqua per dare l acido coniugato ed un ossidrile (anione di un acido debole quale CN - ) o la base coniugata e un idrogenione (catione di una base debole quale NH 4 + ). Poiché i sali possono essere considerati come il prodotto di reazioni di neutralizzazione possiamo anche classificare il loro comportamento in base all acido e alla base da cui provengono sale da acido forte-base forte sale da acido forte-base debole sale da acido debole-base forte sale da acido debole-base debole neutra acida basica acida se K a >K b basica se K b >K a

38 ph di una soluzione salina Consideriamo ad esempio di voler calcolare il ph di una soluzione di NaCN. Per prima cosa serve la K b della reazione di idrolisi dello ione CN - : CN - (aq) + H 2 O (l) HCN (aq) + OH - (aq) K b [HCN][OH [CN ] ] Le costanti basiche di anioni di acidi deboli (così come le costanti acide di cationi di basi deboli, quale NH 4 + ) non sono normalmente riportate in tabella perché sono strettamente legate alle costanti acide degli acidi deboli corrispondenti.

39 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 [NH3][H3O [NH ] a ] K + [NH4 ][OH ] [NH3][H3 a Kb [NH3] + [NH4 ] O + ] + 3 O ][OH ] [ H K w

40 Esempio: calcolare il ph di una soluzione 0,050M di NH 4 Cl sapendo che per NH 3 K b 1,8-5 Il cloruro d ammonio si dissocia nei due ioni costituenti. NH 4 Cl (s) NH 4 + (aq) + Cl - (aq) La concentrazione dello ione ammonio sarà quindi uguale a quella di NH 4 Cl, cioè 0,05M

41 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 1.0 K a K 1.8 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 [NH ][H 3 3 a + [NH4 O ] + ] x x

42 x << x ) (5.6 x ] [ 5.3 ] [ 5.3 ] [ x NH x NH x O H 5,3 ) log(5,3 ph 6 ph <7 acida

43 Soluzioni tampone Un tampone è una soluzione che varia in maniera trascurabile il proprio ph in seguito all aggiunta di quantità moderate di un acido o di una base forte. Se ad un litro di acqua pura vengono aggiunte 0,01 moli di HCl il ph varia da 7 a 2 (ph-log(0,01) 2,0), ovvero di 5 unità. L aggiunta della stessa quantità di HCl ad un litro di soluzione tampone può far variare il ph di circa 0,1 unità. Per questo motivo le soluzioni tampone sono molto importanti, anche a livello biologico. Per esempio il sangue è una soluzione tampone ed ha un ph di circa 7,4 e la sua funzione di trasportatore di ossigeno risulterebbe compromessa se tale valore dovesse variare.

44 I tamponi possono essere costituiti da: - un acido debole e la sua base coniugata (es. HCN/CN - ) - una base debole e il sua acido coniugato (es. NH 3 /NH 4+ ) Una soluzione tampone contiene quindi una coppia acidobase coniugata cioè un acido e la sua base coniugata in equilibrio fra di loro. All aggiunta di un acido o di una base forte l equilibrio si sposta dalla parte della base o dell acido deboli che costituiscono il tampone assorbendo così l eccesso di ioni H + o di OH -. Consideriamo ad esempio il tampone costituito da CN - e HCN.

45 ph pk + a log [base] [acido] Questa equazione può essere applicata anche al calcolo del ph di un tampone preparato a partire da una base debole e del suo acido coniugato, ad esempio NH 3 e NH 4+, tenendo presente che il K a da introdurre nell equazione è il K a dell acido coniugato, da ricavarsi secondo la K a K w /K b dove K b è la costante di ionizzazione basica (nel tampone precedente quella di NH 3 ).

46 Esempio: Calcolare il ph di una soluzione tampone che contiene CH 3 COOH 0,M e CH 3 COONa (acetato di sodio) 0,20M. Il K a dell acido acetico è 1.7x -5 In soluzione acquosa il sale acetato di sodio dissocia CH 3 COONa(s) CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) per cui la soluzione è 0.20M in CH 3 COO - (la base) Il pk a dell acido acetico è: Applicando l equazione di Henderson-Hasselbalch si ha: ph pk a log2-5 pk a log1,7 [CH3COO ] + log [CH COOH] log ,77

47 Esempio: Calcolare il ph di una soluzione tampone che contiene NH 3 0.M e NH 4 Cl 0.20M sapendo che per NH 3 è K b 1.8x -5 In soluzione acquosa il sale cloruro di ammonio dissocia Dobbiamo innanzitutto ricavare il K a dell acido coniugato NH 4 + che è K a K w /K b 1.0x -14 /1.8x x - Si applica poi l equazione di Henderson-Hasselbalch: ph NH 4 Cl(s) pk log0.5 a [NH + log [NH NH 4 + (aq) + Cl - (aq) per cui la soluzione è 0.20M in NH 4 + (l acido) ] log(5.6 ] ) + log 0.2

48 Esempio: Calcolare il rapporto fra la concentrazione di acido acetico e di ione acetato necessari per preparare una soluzione tampone con ph 4,9. Il pk a dell acido acetico è 4,77 Applicando l equazione di Henderson-Hasselbach si ha: [base] ph pk + [CH3COO ] a log 4,9 4,77 + log [acido] [CH COOH] 3 log [CH COO ] [CH COOH] 3 3 4,9 4,77 0,13 [CH COO ] [CH COOH] ,13 0 1,35 [CH3 COO ] 1,35 [CH3COOH] Ad esempio se in un litro di soluzione mettiamo 1,0 moli di acido acetico, dobbiamo aggiungere 1,35 moli di acetato di sodio (in pratica non si può aggiungere lo ione acetato da solo ma un suo sale con una base forte quale NaOH)

49 SOLUZIONI ACIDO FORTE BASE FORTE Acido forte e base forte in acqua reagiscono secondo la nota reazione di neutralizzazione. La reazione è completamente spostata verso i prodotti: HCl (aq) + NaOH (aq) H 2 O (l) + NaCl (aq) eq. molecolare H + (aq) + OH (aq) H 2 O (l) eq. ionica netta Il ph finale della soluzione dipende dalle quantità relative di acido e di base. Se il numero di moli (o la concentrazione) di acido e di base sono le stesse entrambi i reagenti si consumano completamente e la soluzione risultante è neutra. Altrimenti la sostanza presente in quantità minore (come numero di moli) reagirà completamente (reagente limitante) per neutralizzare un uguale numero di moli dell altro componente e le moli in eccesso di quest ultimo determineranno il ph.

50 Esempio: Calcolare il ph di una soluzione acquosa ottenuta mescolando 40,0 g di NaOH con 40,0 g di HBr per un volume di soluzione pari a 1700 ml. Si fa riferimento al numero di moli: 40,0 g 40,0 g n NaOH 1,0 mol n HBr 40,0 g/mol 80,9 g/mol 0,49 mol L acido bromidrico è presente in quantità minore, 0,49 moli, e reagirà completamente per neutralizzare 0,49 moli di NaOH: NaOH + HBr NaBr + H 2 O Rimarrà un numero di moli di NaOH che non ha reagito pari a: Cioè una concentrazione: n NaOH 1,0 0,49 0,51 mol 0,51 mol M NaOH 1,700 L 0,30 M Una soluzione 0,30 M di NaOH ha [OH - ]0,30 M, cioè poh-log 0,300,52 e quindi ph14-0,5213,5

51 SOLUZIONI ACIDO DEBOLE BASE FORTE Acido debole e base forte in acqua reagiscono secondo la nota reazione di neutralizzazione. Anche in questo caso la reazione è completamente spostata verso i prodotti: CH 3 COOH(aq) + NaOH (aq) H 2 O(l) + CH 3 COONa(aq) eq. molecolare CH 3 COOH(aq) + OH (aq) H 2 O(l) + CH 3 COO (aq) eq. ionica netta Per il calcolo del ph finale della soluzione in questo caso bisogna tenere conto che uno dei prodotti, CH 3 COO -, è una base debole. Visto che la reazione va a completamento il yipo di soluzione ottenuta dipende dal reagente limitante. In termini di numero di moli possiamo avere 3 casi: 1. Moli di CH 3 COOH > Moli di NaOH 2. Moli di CH 3 COOH Moli di NaOH 3. Moli di CH 3 COOH < Moli di NaOH

52 Esempio Si mescolino 0,025 moli di CH 3 COOH e 0,0 moli di NaOH in un volume pari a 350 ml. Si determini il ph della soluzione. La reazione CH 3 COOH+NaOH CH 3 COONa+H 2 O avviene fino a che il reagente presente in quantità minore reagisce completamente. Nel nostro caso 0,0 moli di NaOH reagiranno con 0,025 moli di CH 3 COOH per dare 0,0 moli di CH 3 COONa. Alla fine tutto NaOH sarà consumato e avremo 0,0 moli di CH 3 COONa e (0,025-0,0)0,015 moli di CH 3 COOH. A questo punto il problema si risolve facilmente riconoscendo che una soluzione composta da 0,015 moli di CH 3 COOH e 0,0 moli di CH 3 COONa (acido e sale coniugato) costituiscono una soluzione tampone.

53 Applicando l equazione di Henderson-Hasselbalch si ha quindi: ph pk a [CH3COONa] + log [CH COOH] 4,77 4,77 + log0,667 4,77 0,18 4, log 0,0 0,015