Lezione 17 1. Acidi e basi deboli 2. Relazione tra a e b 3. ph di acidi e basi deboli (esempi) 4. Idrolisi salina acida e basica 5. Soluzioni tampone 6. Equilibrio eterogeneo 7. Idrolisi salina acida e basica 8. Esercizi
Analizziamo i casi più frequenti Acido forte Base forte Acido debole Base debole Idrolisi Tampone
Valori di a per alcuni acidi monoprotici
Forza relativa di acidi e basi coniugati
Relazione tra a e b - Forza di acidi e basi a b w a = [A - ][H 3 O + ] [HA] b = [OH - ][HA] [A - ] a b = [A - ][H 3 O + ] [OH - ][HA] [HA] [A - ] = w
La relazione tra [H 3 O + ], ph, [OH - ] e poh Poiché w è costante, [H 3 O + ] e [OH - ] sono interdipendenti e variano in versi opposti quando aumenta l acidità o la basicità della soluzione acquosa. Il ph e il poh sono interdipendenti nello stesso modo: w =[H 3 O + ][OH - ]=10-14 ph + poh = 14
L effetto delle proprietà atomiche e molecolari sull acidità degli idruri non metallici
Le forze relative degli ossiacidi
Acidità di cationi metallici: Al 3 + L idrolisi degli ioni alluminio idratati produce ioni H 3 O +. Si ha trasferimento di un protone da una molecola di H 2 O coordinata ad una molecola di acqua non coordinata.
Acido debole ( a < 1) in concentrazione c a HA(aq) + H 2 O(l) A - (aq) + H 3 O + (aq) (c a x) x x a [ A ][H3O [HA] ] a (c a 2 x x) Se l acido è così debole che x << c a, allora: [H 3O ] [A ] aca
Base debole ( b < 1) in concentrazione c b B(aq) + H 2 O(l) BH + (aq) + OH - (aq) (c b x) x x b [BH ][OH [B] ] b (c b 2 x x) Se la base è così debole che x << c b, allora: [OH ] [BH ] b c b
Esercizi: Calcola il ph di una soluzione di acido acetico CH 3 COOH 0,01 M ( a = 1,8 10-5 ) [H 3O ] [A ] aca
L ammoniaca è una base debole ( b = 1,8 10-5 ). Calcola che conc. deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo ph sia10,04. [OH ] b c b
ACIDI POLIPROTICI H 3 PO 4 (aq) + H 2 O(l) H 2 PO 4- (aq) + H 3 O + (aq) 1 = 7,1 10-3 H 2 PO 4- (aq) + H 2 O(l) HPO 4 2- (aq) + H 3 O + (aq) 2 = 6,2 10-8 HPO 4 2- (aq) + H 2 O(l) PO 4 3- (aq) + H 3 O + (aq) 3 = 4,4 10-13 H 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l) HCO 3- (aq) + H 3 O + (aq) 1 = 4,7 10-7 HCO 3- (aq) + H 2 O(l) CO 3 2- (aq) + H 3 O + (aq) 2 = 4,7 10-11 H 2 SO 4 (aq) + H 2 O(l) HSO 4- (aq) + H 3 O + (aq) 1 = ~10 2 HSO 4- (aq) + H 2 O(l) SO 4 2- (aq) + H 3 O + (aq) 2 = 1,2 10-2
IDROLISI DEI SALI L idrolisi salina è una reazione acido base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica di sali. Tipi di idrolisi salina soluzioni dei sali di acidi forti e basi forti danno SOLUZIONE NEUTRA (per es. NaCl) soluzioni dei sali di acidi deboli e basi forti danno SOLUZIONE BASICA (per es. CH 3 COONa) soluzioni dei sali di acidi forti e basi deboli danno SOLUZIONE ACIDA (per es. NH 4 Cl)
SOLUZIONE NEUTRA: non c è idrolisi NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) in acqua non dà reazioni acido-base Na + è l acido coniugato di NaOH, ma quest ultimo è una base così forte che Na+ è un acido con forza praticamente nulla Cl - è la base coniugata di HCl, ma quest ultimo è un acido così forte che Cl - è una base con forza praticamente nulla
IDROLISI ACIDA (Sali formati da acido forte + base debole) NH 4 Cl(s) NH 4+ (aq) + Cl - (aq) Reazione di Idrolisi acida: NH 4+ è l acido coniugato di NH 3, e quest ultimo è una base debole quindi NH 4+ (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) idrolisi = a [NH3][H3O [NH ] 4 ] = w / b
IDROLISI BASICA (Sali formati da acido debole + base forte) NaNO 2 (s) Na + (aq) + NO 2- (aq) Reazione di Idrolisi basica: NO 2- è la base coniugata di HNO 2, e quest ultimo è un acido debole quindi NO 2- (aq) + H 2 O(l) HNO 2 (aq) + OH - (aq) idrolisi = b [HNO2][OH [NO ] 2 ] = w / a
Esempio: Calcolare il ph di una soluzione 0.1 M di acetato di sodio. Il problema è del tutto analogo al caso di una base debole. Conoscendo la a dell'acido acetico (1.8 x 10-5 ), si determina la b del sale dalla a b = w Ovvero b = 10-14 / 1.8 x 10-5 = 5.56 x 10-10. A questo punto, utilizzando la [OH ] b c b si calcola la [OH - ] (=7.45 x 10-6 ), da cui il poh = 5.13 e il ph = 8.87.
Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con c a e c b in quantità paragonabili, è una soluzione tampone. Per esempio: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) c b c a L aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destra L aggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistra Il ph non cambia molto in ambedue i casi, vediamo perché
es. HClO(aq) + H 2 O(l) ClO - (aq) + H 3 O + (aq) con c a c b c a c b, ovvero 0.1 < c a /c b < 10 a [ClO ][H3O [HClO] ] (cb (c a x)x x) se x << c a x << c b cb[h3o ] a ; ca [ H O ] 3 a c c a b
Riepilogo: Acido debole: [H 3O ] aca Base debole: [OH ] b c b Idrolisi acida: [H O w 3 ] cs b Idrolisi basica: [OH ] w cs a
Riepilogo: Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata: [ H 3O ] c a a cb Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato: [ OH ] c b b ca
Equilibri omogenei ed eterogenei Equilibrio omogeneo: equilibrio che coinvolge specie in una sola fase (gassosa, liquida, solida) Equilibrio eterogeneo: equilibrio che coinvolge specie in più di una fase
EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ Esempio di elettroliti forti (si dissociano completamente in ioni) molto solubili: NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) OH(s) + (aq) + OH - (aq) Esempio di elettroliti deboli (poco solubili): AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) CaCO 3 (s) Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) Ni(OH) 2 (s) Ni 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO 4 3- (aq)
Solubilità = quantità massima del soluto che si scioglie in un litro di soluzione, ad una certa temperatura. Il prodotto di solubilità di un composto è dato dal prodotto delle concentrazioni dei suoi ioni costituenti, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico. Tale quantità è costante, a T costante, per una soluzione satura del composto. Soluzione satura = soluzione in presenza di corpo di fondo.
Solubilità (s, in mol l -1 ) in acqua pura, a 25 C : Ag 2 CO 3 (s) 2 Ag + (aq) + CO 2-3 (aq) 2s s ps s 3 [Ag 4 ps ] 2 3 [CO 2 3 ] 6,210 4 12 (2s) 2 s 4s 3 1,16 10 4
Solubilità (s, in mol l-1) in acqua pura, a 25 C : CaCO 3 (s) Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) s s ps [Ca 2 ][CO 2 3 ] s 2 s ps 8,7 10 9 9,310 5
Solubilità di un sale in presenza di uno ione in comune: Fe(OH) 3 (s) Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) Solubilità a 25 C in acqua pura: ps s 4 s s(3s) ps 27 3 4 27s 3 s 4 1,1 10 27 36 4,49 10 10 Solubilità a 25 C in [OH - ]=10-10 : (ovvero ph = 4) ps s 10 s(10 ps 30 10 ) 3 1,1 10 10 30 s10 36 30 1,1 10 6
esercizio Ad una soluzione contenente ioni Ca 2+ e ioni Mg 2+ entrambi in concentrazione 1,70 10-4 M si aggiunge una soluzione contenente ioni CO 3 2- in concentrazione 1,00 10-3 M. Dire se precipita CaCO 3, MgCO 3 o entrambi. ps (CaCO 3 ) = 1,7 10-8 ps (MgCO 3 ) = 2,6 10-5 Perché si abbia precipitazione, il prodotto delle concentrazioni dei due ioni che danno il sale deve essere maggiore del prodotto di solubilità. [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 1,70 10-4 x 1,00 10-3 = 1,70 10-7 1,70 10-7 > s precipita CaCO 3 [Mg 2+ ] [CO 3 2- ] = 1,70 10-4 x 1,00 10-3 =1,70 10-7 1,70 10-7 < s non precipita MgCO 3