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ACIDI E BASI. Nellacqua cè un equilibrio ionico: 2H 2 O H 3 O+ + OH- prodotto ionico dellacqua K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10 -14 a 25°C pH = -log [H 3.

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1 ACIDI E BASI

2 Nellacqua cè un equilibrio ionico: 2H 2 O H 3 O+ + OH- prodotto ionico dellacqua K W = [H 3 O + ] [OH - ] = a 25°C pH = -log [H 3 O + ]; p[OH - ] = -log [OH - ]. Lacqua pura è a pH=7=pOH. Le sostanze dette acidi o basi modificano lequilibrio ionico dellacqua.

3 Come ??? NON RENDENDO PIU UGUALI LE [ ] DI H 3 O+ e OH- Attenzione a temperatura costante il loro prodotto non può cambiare, quindi se una aumenta, laltra deve diminuire La reazione acido-base ha come oggetto lo scambio di protoni in analogia allo scambio di elettroni della reazione redox. Gli acidi cedono protoni allacqua che si comporta da base: HA + H2O A- + H3O+ Acido1 + Base2 Base1 + Acido2 [H3O+] aumenta, [OH-] diminuisce Le basi catturano protoni dallacqua che si comporta da acido: BO (B ++ O --- ) + H2O OH - + OH- + B ++ ( inalterato ) Base1(O -- ) + Acido2 Acido1 + Base2 [OH-] aumenta, [H3O+] diminuisce

4 Soluzioni contenenti la stessa concentrazione di acidi diversi possono non manifestare lo stesso pH! Ad esempio, il pH di CH3COOH (aq) 0.1 M è prossimo a 3, mentre HCl (aq) 0.1 M ha pH vicino a 1. Quindi, la concentrazione di ioni H3O+ originati in soluzione nei 2 casi è diversa… Analogamente, le concentrazioni di ioni OH- originate da una soluzione di NH3 (aq) 0.10 M e da una soluzione di NaOH (aq) 0.10 M sono diverse… Perché? Perché si tratta di composti che in acqua non risultano totalmente dissociati (deprotonati se parliamo di acidi deboli o protonati se parliamo di basi deboli): ACIDI E BASI DEBOLI Acido debole Base debole HA: specie indissociata H 3 O + : forma acida dissociata A - :base coniugata B: specie indissociata OH - : forma basica dissociata HB +- :acido coniugato

5 CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + CH 3 COO - (aq) acido debole K a (25°C) = = 1.8 ·10 -5 pK a = - log K a Quanto più K a è piccolo, tanto maggiore sarà pK a …quindi più elevato è il pK a, tanto più debole è lacido corrispondente. [H 3 O + ] [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] Per un generico acido debole HA: HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + A - (aq) K a = La base coniugata di un acido è la base che si forma quando lacido cede un protone. Più lacido è forte, più debole è la sua base coniugata. Per la coppia coniugata acido-base: K a · K b = K w pK a + pK b = pK w [H 3 O + ] [A - ] [HA] base coniugata

6 NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH OH - (aq) base debole K b (25°C) = = 1.8 ·10 -5 pK b = - log K b [NH 4 + ] [OH - ] [NH 3 ] Per una generica base debole B: B (aq) + H 2 O (l) HB + + OH - (aq) K b = Lacido coniugato di una base è lacido che si forma quando la base accetta un protone. Più la base è forte, più debole è il suo acido coniugato. Per la coppia coniugata acido-base: K a · K b = K w pK a + pK b = pK w [H B + ] [OH - ] [B] acido coniugato

7 Calcolare il pH di una soluzione di acido acetico (CH 3 COOH) 0.10 M, sapendo che K a (CH 3 COOH) = 1.9 · Come procedere: Scrivere la reazione di equilibrio e la relazione per Ka; Costruire la tabella che tiene conto di ciò che accade allequilibrio. CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + CH 3 COO - (aq) K a (25°C) = = 1.8 ·10 -5 CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + CH 3 COO - (aq) concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.1-x x x concentrazioni allequilibrio Introduciamo le concentrazioni allequilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 1.8 ·10 -5 = per Ka<10 -5 x può essere trascurata [H 3 O + ] [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] [H 3 O + ] [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] x · x 0.1-x

8 [H 3 O + ] [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] x · x 0.1-x K a = = = = 1.8 ·10 -5 x2x2 0.1 per Ka<10 -5 x può essere trascurata Risolvendo in funzione di x… x ~ 0.1·1.8·10 -5 = 1.3·10 -3 = [H 3 O + ] pH = - log [H 3 O + ] = 2.89 Lapprossimazione è valida se x è < 5% del valore iniziale! Il pH dipende in essenzialmente, in queste condizioni, dalla [CH 3 COOH]

9 Calcolare il pH di una soluzione di acetato di calcio (CH 3 COO) 2 Ca 0.15 M. Come procedere: Scrivere la reazione di equilibrio e la relazione per K; Costruire la tabella che tiene conto di ciò che accade allequilibrio. Consideriamo il sale completamente dissociato: (CH 3 COO) 2 Ca (aq ) CH 3 COO - (aq) + Ca 2+, quindi assumiamo che [CH 3 COO - ]= 2·0.15 M Lequilibrio che ci interessa è: CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) OH - + CH 3 COOH (aq) K b (25°C) = Lo ione acetato è la base coniugata di un acido debole, quindi la soluzione avrà pH>7 CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) OH - + CH 3 COOH (aq) concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.3-x x x concentrazioni allequilibrio Introduciamo le concentrazioni allequilibrio nella formula che descrive la Ka: K a = = [OH - ] [CH 3 COOH] [CH 3 COO - ] [OH - ] [CH 3 COOH] [CH 3 COO - ] x · x 0.3-x

10 Risolvendo in funzione di x… x ~ 0.3·5.6· = 1.3·10 -5 = [OH - ] pOH = - log [OH - ] = 4.89 quindi pH = = 9.11, tenendo presente che pH = pK w – pOH Per verificare che lapprossimazione sia ammissibile si può: -stabilire se (C-x) ~ x; -stabilire se K/C< Se lapprossimazione non è ammissibile è necessario risolvere unequazione di secondo grado, tenendo presente che una concentrazione può essere solo positiva! La Kb può essere ricavata da K a · K b = K w K b = = (1· /1.8·10 -5 ) = 5.6· KwKw KaKa [OH - ] [CH 3 COOH] [CH 3 COO - ] x · x 0.3-x K b = = = 5.6·10 -10, adesso proviamo ad approssimare, assumendo che x<5% di 0.3

11 Determinare il pH di una soluzione di acido debole HA M (Ka = 9·10 -6 ) a) 4.58; b) 7.05; c) 5.52; d) 4.52; e) 5.48 Come procedere: Scrivere la reazione di equilibrio e la relazione per Ka; Costruire la tabella che tiene conto di ciò che accade allequilibrio. HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + A - (aq) K a (25°C) = = 9 ·10 -6 CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + CH 3 COO - (aq) concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni x x x concentrazioni allequilibrio Introduciamo le concentrazioni allequilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 9 ·10 -6 = [H 3 O + ] [A - ] [HA] [H 3 O + ] [A - ] [HA] x · x x

12 Risposta corretta: a Poiché Ka/C > risolviamo lequazione di secondo grado… x 2 + 9·10 -6 x - 9· = 0 x = 2.585·10 -5 = [H 3 O + ] pH = - log [H 3 O + ] = 4.58

13 Il pH di una soluzione 0.1 M di acido debole HX è Determinare la Ka. a) 2.09·10 -2 ; b) 3.85·10 -2 ; c) 4.57·10 -1 ; d) 1.80·10 -5 ; e) 3.60·10 -5 HX (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + X - (aq) K a = = ? HX (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + X - (aq) concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.1-x x x concentrazioni allequilibrio Se pH = 1.34 allora [H 3 O + ]= Introduciamo le concentrazioni allequilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 3.85·10 -2 [H 3 O + ] [X - ] [HX] (0.0457) Risposta corretta: b

14 Qual è il pH di una soluzione ottenuta miscelando 50 ml HCl 0.1 M e 150 ml NH M? a) 9.26; b) 10.98; c) 8.96; d) 10.26; e) 9.56 Come procedere: Individuare i processi; Determinare le concentrazioni per la reazione di equilibrio. Condizioni iniziali: mol HCl = 0.05 l · 0.01 mol/l = mol mol NH 3 = 0.15 l · 0.01 mol/l = mol 1.Primo processo: consumo di HCl HCl + NH 3 NH 4 Cl mol iniziali mol rimanenti 2.Secondo processo: equilibrio di dissociazione di NH 3 La [NH 3 ] = 0.01 mol/(0.05 l l) = 0.05 M La [NH 4 + ] = mol/(0.05 l l) = M; Cl - non influisce sul pH! NH 3 + H 2 O NH OH condizioni iniziali 0.05-x x x condizioni allequilibrio

15 La Kb dellequilibrio che stiamo valutando è: Kb = 1.8· ·10 -5 = Poiché Kb/C < x può essere trascurata rispetto alle concentrazioni! ( x) x ( x) (0.025) (0.05) 1.8·10 -5 = x [OH - ] x = [OH - ] = 3.6·10 -5 pOH = 4.44 pH = pKw – pOH = = 9.56 Risposta corretta: e

16 Il pH di una soluzione 0.5 M di HCN (Ka = 4· ) è: a) 4.5

17 Qual è il pH di una soluzione ottenuta miscelando 50 ml NaOH 0.1 M e 20 ml CH 3 COOH 1 M? a) 5.22; b) 4.14; c) 2.57; d) 5.34; e) 4.26 Come procedere: Individuare i processi; Determinare le concentrazioni per la reazione di equilibrio. Condizioni iniziali: mol NaOH = 0.05 l · 0.1 mol/l = mol mol CH 3 COOH = 0.02 l · 1 mol/l = 0.02 mol 1.Primo processo: consumo di NaOH NaOH + CH 3 COOH CH 3 COONa + H 2 O mol iniziali mol rimanenti 2.Secondo processo: equilibrio di dissociazione di CH 3 COOH La [CH 3 COOH] = mol/(0.05 l l) = M La [CH 3 COO - ] = mol/(0.05 l l) = M; Na + non influisce sul pH! CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O condizioni iniziali x x x condizioni allequilibrio

18 La Ka dellequilibrio che stiamo valutando è: Ka = 1.8· ·10 -5 = Poiché Ka/C < x può essere trascurata rispetto alle concentrazioni! ( x) x ( x) (0.071) (0.214) 1.8·10 -5 = x [H 3 O + ] x = [H 3 O + ] = 5.42·10 -5 pH = 4.26 Risposta corretta: e

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