ESERCITAZIONE di CHIMICA 26 novembre, 2012 pH

Presentazione sul tema: "ESERCITAZIONE di CHIMICA 26 novembre, 2012 pH"— Transcript della presentazione:

1 ESERCITAZIONE di CHIMICA 26 novembre, 2012 pH
pH di SOLUZIONI di ACIDI e BASI FORTI pH di SOLUZIONI di ACIDI e BASI DEBOLI NEUTRALIZZAZIONE tra ACIDI e BASI COPPIA ACIDO-BASE CONIUGATA pH di SOLUZIONI di SALI

2 pH 2

3 H2O: UNA MOLECOLA SPECIALE!
+ acqua idrossonio H O + - acqua ossidrile 3

4 NELLE SOLUZIONI ACQUOSE 2 H2O  H3O+ + OH-
keq = kw = [ H3O+ ] x [ OH- ] = T = 298,16 K pH = - log [ H3O+ ] pOH = - log [ OH- ]

5 RELAZIONE TRA pH e pOH 2 H2O  H3O+ + OH-
kw = [ H3O+ ] x [ OH- ] = T = 298,16 K - log [ H3O+ ] - log [ OH- ] = 14 pH + pOH = 14 5

6 DOMANDA: PERCHÉ pH e pOH? RISPOSTA:
perché utilizzando l’operatore “- log [ ]” le concentrazioni di [ H3O+ ] e di [ OH- ] (numeri molto piccoli!) diventano numeri semplici! 6

7 Quando [ H3O+ ] cambia di dieci volte, il pH varia solo di una unità!
10-1 0,1 1 10-2 0,01 2 10-3 0,001 3 10-7 0, 7 10-10 0, 10 10-12 0, 12 10-13 0, 13 Quando [ H3O+ ] cambia di dieci volte, il pH varia solo di una unità! All’aumentare di [ H3O+ ], il pH diminuisce! 7

8 ACQUA PURA 2 H2O  H3O OH- kw = [ H3O+ ] x [ OH- ] = T = 298,16 K [ H3O+ ] = [ OH- ] = 10-7 mol / L pH = pOH = 7 8

9 SCALA DI pH Stato [ H3O+ ] e [ OH- ] pH pOH acidità
[ H3O+ ] > [ OH- ] 0 - 7 7 - 14 neutralità [ H3O+ ] = [ OH- ] 7 basicità [ H3O+ ] < [ OH- ] 9

10 pH di SOLUZIONI di ACIDI e BASI FORTI
10

11 [ H3O+ ] = 10-1 mol / L [ OH- ] = 10-13 mol / L
pH ACIDO FORTE 10-1 mol / L HCl H2O  H3O Cl- mol / L mol / L ka = maggiore di 102! [ H3O+ ] = 10-1 mol / L [ OH- ] = mol / L pH = - log [ H3O+ ] = - log (10-1) = 1 pOH = 13 11

12 pH BASE FORTE (idrossido) 10-1 mol / L
NaOH  Na OH- (legame ionico!) mol / L mol / L [ OH- ] = 10-1 mol / L [ H3O+ ] = mol / L pOH = - log [ OH- ] = - log (10-1) = 1 pH = 13 12

13 Quale è il valore del pH di una soluzione in cui la concentrazione degli ossidrili OH- è di 0,001 mol / L? [ OH- ] = 0,001 = 10-3 mol / L pOH = 3 pH = 11 13

14 5 mL di soluzione di HCl 0,2 mol / L sono diluiti a 2 litri con acqua
1 5 mL di soluzione di HCl 0,2 mol / L sono diluiti a 2 litri con acqua Calcolare il valore del pH e del pOH delle soluzioni iniziale e finale 14

15 soluzione iniziale 0,2 mol / L HCl + H2O  H3O+ + Cl-
,2 mol / L ,2 mol / L [ H3O+ ] = 0,2 mol / L pH = - log (0,2) = 0,7 pOH = 13,3 15

16 moli HCl = M x V = 0,2 x (5 x 10-3) = 1,0 x 10-3 mol
soluzione finale moli HCl = M x V = 0,2 x (5 x 10-3) = 1,0 x 10-3 mol [ HCl ] = moli / V = 1,0 x 10-3 / 2 = 0,5 x 10-3 mol / L [ H3O+ ] = 0,5 x 10-3 mol / L pH = - log (0,5 x 10-3) = 3,3 pOH = 10,7 16

17 250 g di soluzione al 5 % m / m di HNO3
1 250 g di soluzione al 5 % m / m di HNO3 sono diluiti a 7 litri con acqua Calcolare il valore del pH 17

18 250 g di soluzione al 5 % m / m di HNO3
sono diluiti a 7 litri con acqua massa soluzione = 250 g massa HNO3 = 5 x (250 / 100) = 12,5 g massa molare HNO3 = 63 g / mol moli HNO3 = 12,5 / 63 = 0,20 mol [ HNO3 ] = 0,20 / 7 = 2,9 x 10-2 mol / L 18

19 250 g di soluzione al 5 % m / m di HNO3
sono diluiti a 7 litri con acqua [ HNO3 ] = 2,9 x 10-2 mol / L HNO H2O  H3O NO3- [ H3O+ ] = 2,9 x 10-2 mol / L pH = - log (2,9 x 10-2) = 1,54 19

20 7 mL di soluzione di NaOH 0,25 mol / L
1 7 mL di soluzione di NaOH 0,25 mol / L sono diluiti a 2 litri con acqua Calcolare il valore del pH e del pOH delle soluzioni iniziale e finale

21 NaOH  Na+ + OH- (legame ionico!)
2 soluzione iniziale 0,25 mol / L NaOH  Na OH- (legame ionico!) ,25 mol / L 0,25 mol / L [ OH- ] = 0,25 mol / L pOH = - log (0,25) = 0,6 pH = 13,4 21

22 moli NaOH = M x V = 0,25 x (7 x 10-3) = 1,75 x 10-3 mol
soluzione finale moli NaOH = M x V = 0,25 x (7 x 10-3) = 1,75 x 10-3 mol [ NaOH ] = moli / V = 1,75 x 10-3 / 2 = 0,875 x 10-3 mol /L [ OH- ] = 0,875 x 10-3 mol / L pOH = - log (0,875 x 10-3) = 3,06 pH = 10,94 22

23 250 g di soluzione al 7 % m / m di KOH
1 250 g di soluzione al 7 % m / m di KOH sono diluiti a 5 litri con acqua Calcolare il valore del pH 23

24 250 g di soluzione al 7 % m / m di KOH
sono diluiti a 5 litri con acqua massa soluzione = 250 g massa KOH = 7 x (250 / 100) = 17,5 g massa molare KOH = 56 g / mol moli KOH = 17,5 / 56 = 0,31 mol [ KOH ] = 0,31 / 5 = 6,2 x 10-2 mol / L 24

25 250 g di soluzione al 7 % m / m di KOH
3 250 g di soluzione al 7 % m / m di KOH sono diluiti a 5 litri con acqua [ KOH ] = 6,2 x 10-2 mol / L KOH  K OH- (legame ionico!) [ OH- ] = 6,2 x 10-2 mol / L pOH = - log (6,2 x 10-2) = 1,21 pH = 12,8 25

26 pH di SOLUZIONI di ACIDI e BASI DEBOLI
26

27 pH ACIDO DEBOLE (ka < 10-4)
CA HA H2O  H3O A- CA - x x x [ H3O+ ] x [ A- ] x x2 ka = = = ----- [ HA ] CA - x CA x = [ H3O+ ] = (ka x CA)1/2 pH = - log x 27

28 [ H3O+ ] = (1,7 x 10-5 x 10-1)1/2 = 1,3 x 10-3 mol / L
Calcolare il pH e il pOH di una soluzione acquosa di acido acetico 0,1 mol / L (ka = 1,7 x 10-5) HAc H2O  H3O Ac- [ H3O+ ] = (ka x CA)1/2 [ H3O+ ] = (1,7 x 10-5 x 10-1)1/2 = 1,3 x 10-3 mol / L pH = - log (1,3 x 10-3) = 2,88 pOH = 14 - pH = 11,12 28

29 Calcolare il pH e il pOH di una soluzione acquosa
Calcolare il pH e il pOH di una soluzione acquosa di acido etanoico 1,2 mol / L (ka = 1,7 x 10-5) H-Et H2O  Et H3O+ [ H3O+ ] = (ka x CA)1/2 = (1,7 x 10-5 x 1,2)1/2 [ H3O+ ] = 1,4 x 10-2,5 mol / L pH = 2,35 29

30 250 mL di soluzione al 5 % m / m di HAc sono diluiti
1 250 mL di soluzione al 5 % m / m di HAc sono diluiti a 7 litri con acqua (densità = 1,1 g / mL) Calcolare il valore del pH 30

31 250 mL di soluzione al 5 % m / m di HAc sono diluiti
a 7 litri con acqua (densità = 1,1 g / mL) massa soluzione = d x V = 1,1 x 250 = 275 g massa HAc = 5 x (275 / 100) = 13,75 g massa molare HAc = 60 g / mol moli HAc = 13,75 / 60 = 0,23 mol [ HAc ] = 0,23 / 7 = 3,3 x 10-2 mol / L 31

32 250 mL di soluzione al 5 % m / m di HAc sono diluiti
3 250 mL di soluzione al 5 % m / m di HAc sono diluiti a 7 litri con acqua (densità = 1,1 g / mL) [ HAc ] = 3,3 x 10-2 mol / L HAc H2O  H3O Ac- [ H3O+ ] = (ka x CA)1/2 = (1,7 x 10-5 x 3,3 x 10-2)1/2 = 2,4 x 10-3,5 pH = - log (2,4 x 10-3,5) = 3,12 32

33 H2SO4 + H2O  H3O+ + HSO4- ka1 >> 102
ACIDI POLIPROTICI H2SO H2O  H3O+ + HSO4- ka1 >> 102 HSO H2O  H3O+ + SO42- ka2 = 10-2 H2CO3 + H2O  H3O+ + HCO3- ka1 = 4,5 x 10-7 HCO H2O  H3O+ + CO32- ka2 = 4,7 x 10-11 33

34 H3PO4 + H2O  H3O+ + H2PO4- ka1 = 7,1 x 10-3
ACIDI POLIPROTICI H3PO4 + H2O  H3O+ + H2PO4- ka1 = 7,1 x 10-3 H2PO H2O  H3O+ + HPO42- ka2 = 6,3 x 10-8 HPO H2O  H3O+ + PO43- ka3 = 4,2 x 10-13 34

35 pH BASE DEBOLE (kb < 10-4)
CB B H2O  BH OH- CB - x x x [ BH+ ] x [ OH- ] x x2 kb = = = ----- [ B ] CB - x CB x = [ OH- ] = (kb x CB)1/2 pOH = - log x pH = 14 - pOH 35

36 107° ammoniaca ione ammonio 109,5° H + coppia isolata 36

37 [ OH- ] = (1,7 x 10-5 x 10-1)1/2 = 1,3 x 10-3 mol / L
Calcolare il pH e il pOH di una soluzione acquosa di ammoniaca 0,1 mol / L (kb = 1,7 x 10-5) NH H2O  NH OH- [ OH- ] = (kb x CB)1/2 [ OH- ] = (1,7 x 10-5 x 10-1)1/2 = 1,3 x 10-3 mol / L pOH = - log (1,3 x 10-3) = 2,88 pH = 14 - pOH = 11,12 37

38 Calcolare il pH e il pOH di una soluzione acquosa
Calcolare il pH e il pOH di una soluzione acquosa di propil-ammina 0,5 mol / L (kb = 4,1 x 10-4) Prop-NH H2O  Prop-NH OH- [ OH- ] = (kb x CB)1/2 = (4,1 x 10-4 x 0,5)1/2 [ OH- ] = 1,4 x 10-2 mol / L pOH = 1, pH = 12,14 38

39 250 mL di soluzione al 7 % m / m di NH3 sono diluiti
1 250 mL di soluzione al 7 % m / m di NH3 sono diluiti a 5 litri con acqua (densità = 1,1 g / mL) Calcolare il valore del pH 39

40 250 mL di soluzione al 7 % m / m di NH3 sono diluiti
a 5 litri con acqua (densità = 1,1 g / mL) massa soluzione = d x V = 1,1 x 250 = 275 g massa NH3 = 7 x (275 / 100) = 17,5 g massa molare NH3 = 17 g / mol moli NH3 = 17,5 / 17 = 1,03 mol [ NH3 ] = 1,03 / 5 = 2,1 x 10-1 mol / L 40

41 250 mL di soluzione al 7 % m / m di NH3 sono diluiti
a 5 litri con acqua (densità = 1,1 g / mL) [ NH3 ] = 2,1 x 10-1 mol / L NH H2O  NH OH- [ OH- ] = (kb x CB)1/2 = (1,7 x 10-5 x 2,1 x 10-1)1/2 = 1,9 x 10-3 pOH = - log (1,9 x 10-3) = 2,72 pH = 14 - pOH = 11,28 41

42 FORZA e PH [ HCl ] = 0,1 mol / L pH = 1,00 [ HAc ] = 0,1 mol / L
[ NaOH ] = 0,1 mol / L pH = 13,00 [ NH3 ] = 0,1 mol / L pH = 11,12 42

43 NEUTRALIZZAZIONE tra ACIDI e BASI
43

44 Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando
1 Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 500 mL di HCl 2,02 mol / L con 500 mL di NaOH 2,00 mol / L HCl NaOH  NaCl H2O (completa!) 44

45 [ HCl ] finale = moli / V = 0,01 / 1 = 0,01 mol / L
2 moli HCl = M x V = 2,02 x 0,5 = 1,01 mol moli NaOH = M x V = 2,00 x 0,5 = 1,00 mol 1,01 mol ,00 mol HCl NaOH  NaCl H2O 0,01 mol ,00 mol [ HCl ] finale = moli / V = 0,01 / 1 = 0,01 mol / L [ H3O+ ] = 10-2 mol / L pH = 2 45

46 Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando
1 Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 500 mL di HCl 1,02 mol / L con 250 mL di Ca(OH)2 1,00 mol / L 2 HCl Ca(OH)2  CaCl H2O (completa!) 46

47 moli Ca(OH)2 = M x V = 1,00 x 0,25 = 0,25 mol
moli HCl = M x V = 1,02 x 0,5 = 0,51 mol moli Ca(OH)2 = M x V = 1,00 x 0,25 = 0,25 mol 0,51 mol ,25 mol 2 HCl Ca(OH)2  CaCl H2O 0,01 mol ,25 mol [ HCl ] finale = moli / V = 0,01 / 0,75 = 0,013 mol / L [ H3O+ ] = 0,013 mol / L pH = 1,9 47

48 HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O (completa!)
1 Calcolare il pH di una soluzione preparata mescolando mL di acido nitrico 0,98 mol / L con mL di NaOH 1,00 mol / L HNO NaOH  NaNO H2O (completa!) 48

49 [ NaOH ] finale = moli / V = 0,02 / 2 = 0,01 mol / L
moli HNO3 = M x V = 0,98 x 1 = 0,98 mol moli NaOH = M x V = 1,00 x 1 = 1,00 mol 0,98 mol ,00 mol HNO NaOH  NaNO H2O , ,98 mol [ NaOH ] finale = moli / V = 0,02 / 2 = 0,01 mol / L [ OH- ] = 0,01 mol / L pOH = pH = 12 49

50 COPPIE ACIDO-BASE CONIUGATA
50

51 COPPIE ACIDO-BASE CONIUGATA Quando un composto si comporta da acido,
genera la corrispondente base coniugata Quando un composto si comporta da base, genera il corrispondente acido coniugato Da qui il concetto di coppia acido-base coniugata! 51

52 Esempi di coppie acido-base coniugata ione di-idrogeno-fosfato
ione idrossonio H3O+ H2O acqua OH- ione ossidrile acido cloridrico HCl Cl- ione cloruro acido acetico CH3COOH CH3COO- ione acetato ione ammonio NH4+ NH3 ammoniaca acido carbonico H2CO3 HCO3- ione bicarbonato acido fosforico H3PO4 H2PO4- ione di-idrogeno-fosfato 52

53 Coppie acido-base coniugata
ka acido base kb ka x kb > 102 HCl Cl- < 10-16 10-14 1,7 x 10-1 HIO3 IO3- 5,9 x 10-14 7,1 x 10-3 H3PO4 H2PO4- 1,4 x 10-12 1,7 x 10-5 CH3COOH CH3COO- 5,9 x 10-10 4,4 x 10-7 H2CO3 HCO3- 2,2 x 10-8 5,8 x 10-10 NH4+ NH3 4,2 x 10-13 HPO42- PO43- 2,4 x 10-2 53

54 COPPIE ACIDO-BASE CONIUGATA
ka x kb = kw = 10-14 log ka + log kb = - 14 - log ka - log kb = 14 pka + pkb = 14 54

55 Coppie acido-base coniugata ACIDO BASE
pka ka nome formula kb pkb - > 102 acido per-clorico HClO4 ClO4- ione per-clorato < 10-16 acido iodidrico HI I- ione ioduro acido bromidrico HBr Br- ione bromuro acido cloridrico HCl Cl- ione cloruro acido solforico H2SO4 HSO4- ione idrogeno-solfato acido clorico HClO3 ClO3- ione clorato 20 acido nitrico HNO3 NO3- ione nitrato 5 x 10-16 0,77 1,7 x 10-1 acido iodico HIO3 IO3- ione iodato 5,9 x 10-14 13,23 1,86 1,4 x 10-2 acido solforoso H2SO3 HSO3- ione idrogeno-solfito 7,2 x 10-13 12,14 1,95 1,1 x 10-2 acido cloroso HClO2 ClO2- ione clorito 8,9 x 10-13 12,05 1,99 1,0 x 10-2 SO42- ione solfato 1,0 x 10-12 12,01 2,15 7,1 x 10-3 acido fosforico H3PO4 H2PO4- ione di-idrogeno-fosfato 1,4 x 10-12 11,85 3,15 7,1 x 10-4 acido nitroso HNO2 NO2- ione nitrito 1,4 x 10-11 10,85 55

56 Coppie acido-base coniugata ACIDO BASE
pka ka nome formula kb pkb 3,74 1,8 x 10-4 acido formico HCOOH HCOO- ione formiato 5,5 x 10-11 10,26 4,76 1,7 x 10-5 acido acetico CH3COOH CH3COO- ione acetato 5,9 x 10-10 9,24 6,35 4,5 x 10-7 acido carbonico H2CO3 HCO3- ione idrogeno-carbonato 2,2 x 10-8 7,65 7,02 9,5 x 10-8 acido solfidrico H2S HS- ione idrogeno-solfuro 1,0 x 10-7 6,98 7,19 6,5 x 10-8 ione idrogeno-solfito HSO3- SO32- ione solfito 1,5 x 10-7 6,81 7,20 6,3 x 10-8 ione di-idrogeno-fosfato H2PO4- HPO42- ione idrogeno-fosfato 1,6 x 10-7 6,80 7,53 3,0 x 10-8 acido ipo-cloroso HClO ClO- ione ipo-clorito 3,4 x 10-7 6,47 5,8 x 10-10 acido borico H3BO3 H2BO3- ione di-idrogeno-borato ione ammonio NH4+ NH3 ammoniaca 10,33 4,7 x 10-11 CO32- ione carbonato 2,1 x 10-4 3,67 12,38 4,2 x 10-13 PO43- ione fosfato 2,4 x 10-2 1,62 12,89 1,3 x 10-13 S2- ione solfuro 7,8 x 10-2 1,11 56

57 pH di SOLUZIONI di SALI 57

58 SALI ACIDI e SALI BASICI Anche i sali possono influenzare il pH!
I sali (legame ionico!) possono contenere ioni a carattere acido o basico Anche i sali possono influenzare il pH! 58

59 CH3COO-Na+  CH3COO- + Na+ (completa!)
SALE BASICO CH3COO-Na+  CH3COO Na+ (completa!) CH3COO- ha carattere basico (kb = 5,9 x 10-10) Na+ non ha carattere acido o basico CH3COO H2O  CH3COOH OH- 59

60 CH3COO-Na+  CH3COO- + Na+ (completa!) CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH-
Calcolare il valore del pH e del pOH di una soluzione acquosa di acetato di sodio 0,1 mol /L (kb = 5,9 x 10-10) CH3COO-Na+  CH3COO Na+ (completa!) CH3COO H2O  CH3COOH OH- [ OH- ] = (kb x CB)1/2 [ OH- ] = (5,9 x x 10-1)1/2 = 2,4 x 10-5,5 mol / L pOH = - log (2,4 x 10-5,5) = 5,1 pH = 14 - pOH = 8,9 60

61 NH4+Cl-  NH4+ + Cl- (completa!)
SALE ACIDO NH4+Cl-  NH Cl- (completa!) NH4+ ha carattere acido (ka = 5,8 x 10-10) Cl- ha carattere basico trascurabile (kb < 10-16) NH H2O  NH H3O+ 61

62 NH4+Cl-  NH4+ + Cl- (completa!)
Calcolare il valore del pH e del pOH di una soluzione acquosa di cloruro di ammonio 0,1 mol /L (ka = 5,8 x 10-10) NH4+Cl-  NH Cl- (completa!) NH H2O  NH H3O+ [ H3O+ ] = (ka x CA)1/2 [ H3O+ ] = (5,8 x x 10-1)1/2 = 2,4 x 10-5,5 mol / L pH = - log (2,4 x 10-5,5) = 5,1 pOH = 14 - pOH = 8,9 62

63 HCO3-Na+  HCO3- + Na+ (completa!)
1 SALE ANFOTERO HCO3-Na+  HCO Na+ (completa!) HCO3- ha carattere basico (kb = 2,2 x 10-8) HCO3- ha carattere acido (ka = 4,7 x 10-11) Na+ non ha carattere acido o basico! HCO H2O  H2CO OH- 63

64 HCO3-Na+  HCO3- + Na+ (completa!)
2 Calcolare il valore del pH e del pOH di una soluzione acquosa di carbonato acido di sodio 0,1 mol /L HCO3-Na+  HCO Na+ (completa!) HCO H2O  H2CO OH- [ OH- ] = (kb x CB)1/2 [ OH- ] = (2,2 x 10-8 x 10-1)1/2 = 1,5 x 10-4,5 mol / L pOH = - log (1,5 x 10-4,5) = 4,3 pH = 14 - pOH = 9,7 64

65 1 Calcolare la molarità e il pH di una soluzione acquosa contenente 4,2 g di NaH2PO4 in 350 mL (ka = 6,3 x kb = 1,4 x 10-12) 65

66 massa molare NaH2PO4 = 118 g / mol
Calcolare la molarità e il pH di una soluzione acquosa contenente 4,2 g di NaH2PO4 in 350 mL H2PO4-: ka = 6,3 x kb = 1,4 x 10-12 massa molare NaH2PO4 = 118 g / mol moli NaH2PO4 = 4,2 / 118 = 3,6 x 10-2 mol [ NaH2PO4 ] = moli / V = 3,6 x 10-2 / 0,350 = 0,10 mol / L 66

67 H2PO4-Na+  H2PO4- + Na+ (completa!)
3 H2PO4-: ka = 6,3 x kb = 1,4 x 10-12 [ NaH2PO4 ] = 0,1 mol / L H2PO4-Na+  H2PO Na+ (completa!) H2PO H2O  H3O HPO42- [ H3O+ ] = (ka x CA)1/2 [ H3O+ ] = (6,3 x 10-8 x 0,1)1/2 = 2,5 x 10-4,5 mol / L pH = - log (2,5 x 10-4,5) = 4,1 67

68 UN SALE PARTICOLARE: NaCl Na+Cl-  Na+ + Cl- (completa!)
Na+ non ha carattere acido o basico! Cl- ha carattere basico trascurabile (kb < 10-16) Le soluzioni acquose di NaCl hanno pH = 7! 68

69 NH3 + HCl  NH4+ + Cl- (completa!) indicare le due basi di Broensted:
Data la reazione NH HCl  NH Cl- (completa!) indicare le due basi di Broensted: NH3 e HCl NH3 e Cl- NH4+ e HCl NH4+ e Cl- 69

70 Calcolare il pH di una soluzione 0,1 mol / L di KH2PO4
H3PO4: ka1 = 7,1 x ka2 = 6,3 x ka3 = 4,2 x 10-13 H3PO H2O  H3O+ + H2PO4- ka1 = 7,1 x 10-3 H2PO H2O  H3O+ + HPO42- ka2 = 6,3 x 10-8 HPO H2O  H3O+ + PO43- ka3 = 4,2 x 10-13 70

71 Calcolare il pH di una soluzione 0,1 mol / L di KH2PO4
H3PO4: ka1 = 7,1 x ka2 = 6,3 x ka3 = 4,2 x 10-13 KH2PO4  K H2PO4- (completa!) ka H2PO4- = ka2 H3PO4 = 6,3 x 10-8 kb H2PO4- = / ka1 H3PO4 = / 7,1 x 10-3 = 1,4 x 10-12 71

72 Calcolare il pH di una soluzione 0,1 mol / L di KH2PO4
3 Calcolare il pH di una soluzione 0,1 mol / L di KH2PO4 H3PO4: ka1 = 7,1 x ka2 = 6,3 x ka3 = 4,2 x 10-13 H2PO H2O  H3O HPO42- [ H3O+ ] = (6,3 x 10-8 x 0,1)1/2 = 2,5 x 10-4,5 mol / L pH = - log (2,5 x 10-4,5) = 4,1 72

73 Calcolare il pH di una soluzione 0,1 mol / L di KHCO3
H2CO3: ka1 = 4,5 x ka2 = 4,7 x 10-11 KHCO3  K HCO3- (completa!) ka HCO3- = ka2 H2CO3 = 4,7 x 10-11 kb HCO3- = / ka1 H2CO3 = 4,5 x 10-7 = 2,2 x 10-8 73

74 Calcolare il pH di una soluzione 0,1 mol / L di KHCO3
2 Calcolare il pH di una soluzione 0,1 mol / L di KHCO3 H2CO3: ka1 = 4,5 x ka2 = 4,7 x 10-11 HCO H2O  H2CO OH- [ OH- ] = (2,2 x 10-8 x 0,1)1/2 = 1,5 x 10-4,5 mol / L pOH = 4, pH = 9,7 74

75 Na2CO3  2 Na+ + CO32- (completa!)
1 Calcolare il pH di una soluzione acquosa di 2,65 g di carbonato di sodio in 250 mL H2CO3: ka1 = 4,5 x ka2 = 4,7 x 10-11 Na2CO3  Na CO32- (completa!) Na+ non ha carattere acido o basico! CO32- ha carattere basico kb CO32- = / ka2 H2CO3 = / 4,7 x = 2,1 x 10-4 75

76 massa molare Na2CO3 = 106 g / mol moli Na2CO3 = 2,65 / 106 = 0,025 mol
Calcolare il pH di una soluzione acquosa di 2,65 g di carbonato di sodio in 250 mL H2CO3: ka1 = 4,5 x ka2 = 4,7 x 10-11 CO H2O  HCO OH- massa molare Na2CO3 = 106 g / mol moli Na2CO3 = 2,65 / 106 = 0,025 mol molarità = mol / V = 0,025 / (250 x 10-3) = 0,1 mol /L 76

77 [ OH- ] = (2,1 x 10-4 x 0,1)1/2 = 1,5 x 10-2,5 mol / L
3 Calcolare il pH di una soluzione acquosa di 2,65 g di carbonato di sodio in 250 mL H2CO3: ka1 = 4,5 x ka2 = 4,7 x 10-11 CO H2O  HCO OH- [ OH- ] = (2,1 x 10-4 x 0,1)1/2 = 1,5 x 10-2,5 mol / L pOH = - log (1,5 x 10-2,5) = 2,3 pH = 14 - pOH = 11,7 77

78 ACIDO DEBOLE + BASE FORTE HNO2 + KOH  KNO2 + H2O (completa!)
1 ACIDO DEBOLE + BASE FORTE Calcolare il pH di una soluzione preparata neutralizzando 800 mL di acido nitroso 0,95 mol / L (ka = 7,1 x 10-4) con 400 mL di KOH 1,90 mol / L HNO KOH  KNO H2O (completa!) 78

79 [ KNO2 ] finale = moli / V = 0,76 / 1,2 = 0,63 mol / L
moli HNO2 = M x V = 0,95 x 0,8 = 0,76 mol moli KOH = M x V = 1,90 x 0,4 = = 0,76 mol 0,76 mol ,76 mol HNO KOH  KNO H2O ,76 mol [ KNO2 ] finale = moli / V = 0,76 / 1,2 = 0,63 mol / L NO2-: base debole kb = / 7,1 x 10-4 = 1,4 x 10-11 79

80 molarità KNO2 = molarità NO2- = 0,63 mol / L kb NO2- = 1,4 x 10-11
NO H2O  HNO OH- [ OH- ] = (kb x CB)1/2 = (1,4 x x 0,63)1/2 [ OH- ] = 0,30 x 10-5 mol / L pOH = 5, pH = 8,48 80

81 ACIDO FORTE + BASE DEBOLE
1 ACIDO FORTE + BASE DEBOLE Calcolare il pH di una soluzione preparata neutralizzando 450 mL di acido perclorico 1,15 mol / L con 250 mL di ammoniaca 2,08 mol / L (kb = 1,7 x 10-5) HClO NH3  NH4ClO H2O (completa!) 81

82 [ NH4ClO4 ] = moli / V = 0,52 / 0,7 = 0,74 mol / L
moli HClO4 = M x V =1,15 x 0,45 = 0,52 mol moli NH3 = M x V =2,08 x 0,25 = = 0,52 mol 0,52 mol ,52 mol HClO NH3  NH4ClO H2 ,52 mol [ NH4ClO4 ] = moli / V = 0,52 / 0,7 = 0,74 mol / L NH4+: acido debole ka = / 1,7 x 10-5 = 5,9 x 10-10 82

83 molarità NH4ClO4 = molarità NH4+ = 0,74 mol / L ka NH4+ = 5,9 x 10-10
3 molarità NH4ClO4 = molarità NH4+ = 0,74 mol / L ka NH4+ = 5,9 x 10-10 NH H2O  NH H3O+ [ H3O+ ] = (ka x CA)1/2 = (5,9 x x 0,74)1/2 [ H3O+ ] = 2,09 x 10-5 mol / L pH = 4,68 83

84 FINE ! 84