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 2+ + 2 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/ 100.457 g/mol= 0.0130 Poiché HClO 4 è un acido forte, che si può assumere dissociato al 100%, le moli di H + sono pari a 0.0130. Quindi la concentrazione dello ione H + è pari a: [H + ] = 0.0130 mol/ 0.250 dm 3 = 0.0522 M Per conoscere la concentrazione dello ione OH - si può utilizzare il prodotto ionico dell acqua: K w = [H + ][OH - ] = 1.00 x 10-14 Pertanto la concentrazione dello ione OH - è pari a: [OH - ] = K w /[H + ] da cui, sostituendo si ha: [OH - ] = 1.00 x 10-14 / 0.0522 = 1.92 x 10-13 M
2 2) 0.322 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 : 0.322 g /74.092 g/mol= 0.00435 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 idrossido. Pertanto le moli di OH - sono pari a 0.00435 x 2 = 0.00870 La concentrazione di OH - è quindi pari a 0.00870 mol/ 2.50 dm 3 = 0.00348 M Da cui, usando la formula del prodotto ionico dell acqua, la concentrazione dello ione idrogeno è pari a: [H + ] = 1.00 x 10-14 / 0.00348 = 2.87 x 10-12 M 3) 0.151 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 0.151 g / 171.314 g/mol= 0.000881 Consideriamo la dissociazione dell idrossido di bario: Ba(OH) 2 Ba 2+ + 2 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 0.000881 x 2 = 0.00176. La concentrazione dello ione idrossido è pari a: 0.00176 mol/ 1.50 dm 3 = 0.00118 M. Il poh è definito come poh = log [OH - ] da cui, sostituendo poh = log 0.00118= 2.93 Poiché ph + poh = pkw = 14 si ha: ph = 14 2.93 = 11.1 4) Il ph di una soluzione acquosa è 3.50. calcolare la concentrazione dello ione idrogeno. Il ph è definito come: ph = log [H + ] da cui [H + ]= 10 -ph = 10-3.50 = 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 =
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 - ]
4 Esempi di esercizi 1) Calcolare le concentrazioni delle specie all equilibrio e il ph di una soluzione di HBrO 0.260 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] = 0.0111-x Sostituendo tali valori nella costante K a si ha : 2.06 x 10-9 = (x)(x)/ 0.260-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 = 0.260 M ph = log 2.31 x 10-5 =4.64 2) Calcolare il ph di una soluzione 0.100 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 ] = 0.100-x ; [NH 4 + ] = x e [OH - ]= x Sostituendo tali valori nella K b si ha : K b = 1.8 x 10-5 = (x)(x)/ 0.100-x Trascurando la x al denominatore e risolvendo si ottiene x = 0.0013 che corrisponde alla concentrazione di OH - Quindi: poh = log 0.0013 = 2.9 ph = 14 2.9 = 11.1 3) Calcolare la concentrazione iniziale di NH3 se si vuole ottenere una soluzione a ph = 12.00. K b = 1.81 x 10-5 Il poh corrispondente vale 14 12.00 = 2.00 e pertanto la concentrazione dello ione OH - all equilibrio deve essere pari a 10-2.00 = 0.0100 M Detta x la concentrazione iniziale di NH 3 richiesta, all equilibrio, [OH - ] = [NH 4 + ] = 0.0100 M e [NH 3 ] = x 0.0100 Sostituendo tali valori nella K b (approssimata) si ha : 1.81 x 10-5 = ( 0.0100)(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 0.500 M ha un ph pari a 12.33 La reazione è : (C 2 H 5 ) 2 NH + H 2 O = (C 2 H 5 ) 2 NH 2 + + OH -
5 Il poh di tale soluzione è 14 12.33 = 1.67 cui corrisponde una concentrazione dello ione OH - pari a 10-1.67 = 0.0214 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 0.500 0.0214 =0.479 M Da qui deriva che: Kb = ( 0.0214)(0.0214)/ 0.479 =9.56 x 10-4