Il pH della soluzione di un sale Caso I: Sali di acido forte e base forte (es. NaCl) 1)NaCl → Na + + Cl - (dissociazione completa) 2)Na + + 2H 2 O ↛ H 3 O + + NaOH (nessuna idrolisi) 3)Cl - + H 2 O ↛ HCl + OH - (nessuna idrolisi) Na + e Cl - sono specie coniugate debolissime di elettroliti forti e, quindi, non hanno proprietà acide o basiche. Il pH della soluzione sarà pari a quello dell’acqua pura (pH = 7). IDROLISI DEI SALI Molti sali solubili contengono un anione o un catione che possono reagire con acqua rendendo le loro soluzioni ACIDE o BASICHE. Caso II: Sali di acido forte e base debole (es. NH 4 Cl) 1)NH 4 Cl → NH Cl - (dissociazione completa) 2)Cl - + H 2 O ↛ HCl + OH - (nessuna idrolisi) 3)NH H 2 O ⇄ H 3 O + + NH 3 (idrolisi parziale) Si tratta come le soluzioni di acidi deboli: HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A - [H 3 O + ] = √ K a C HA [H 3 O + ] = √K a C HA = √K W C S / K b Non hanno idrolisi i sali di: (Br -, I -, ClO 4 -, NO 3 -, Cl - ) (pH acido)

Caso III: Sali di acido debole e base forte (es. CH 3 COONa) 1)CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO - (dissociazione completa) 2)Na + + 2H 2 O ↛ H 3 O + + NaOH (nessuna idrolisi) 3)CH 3 COO - + H 2 O ⇄ CH 3 COOH + OH - (idrolisi parziale ) K b = = K w /K a (di AcH) [CH 3 COOH][OH - ] [CH 3 COO - ] B + H 2 O ⇄ BH + + OH - Si tratta come le soluzioni di Basi deboli: [OH - ] = √ K b C B = √ K W C S / K a (pH basico) Caso IV: Sali di acido debole e base debole (es. CH 3 COONH 4 ) 1)CH 3 COONH 4 → NH CH 3 COO - (dissociazione completa) 2)NH H 2 O ⇄ H 3 O + + NH 3 (idrolisi parziale) 3)CH 3 COO - + H 2 O ⇄ CH 3 COOH + OH - (idrolisi parziale ) K a = [H 3 O + ][Ac - ] [HAc] (di AcH) K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] (di NH 3 ) [H 3 O + ] = √ K a K W /K b N.B. il pH non dipende dalla concentrazione del sale; ma dipende dalla forza relativa dell’acido e base deboli coniugate

Soluzioni tampone Una soluzione acquosa si definisce tampone quando il suo pH varia in misura relativamente piccola all’aggiunta di acidi o di basi. Le soluzioni tampone contengono o un acido debole e un sale dell’acido debole, o una base debole e un sale della base debole, in quantità approssimativamente uguali. Caso I: Miscela di un acido debole HA e di un suo sale con una base forte NaA Concentrazione nominale dell’acido : C HA ; concentrazione nominale del sale : C S ; K a = [H 3 O + ][A - ] [HA] [H 3 O + ] = K a [HA] [A - ] [H 3 O + ] = K a C HA CSCS pH = pK a + log(C S /C HA ) Caso II: Miscela di una base debole B e di un suo sale con un acido forte BHCl Concentrazione nominale della base : C B ; concentrazione nominale del sale : C S ; K b = [BH + ][OH - ] [B] [OH - ] = KbCBKbCB CSCS K b [B] [BH + ] pH = 14 - pK b + log(C B /C S )

Potere tampone Se aggiungiamo equivalenti di HCl ad un litro di acqua pura (pH = 7), il pH si abbassa di ben 5 unità (pH = 2). Facciamo la stessa aggiunta ad una soluzione tampone, costituita da un acido HA ([HA] = 0.1 M; K a = ; pK a = 4.75) e dal suo sale sodico NaA ([A - ] = 0.1 M), il cui pH = pK a = H 3 O + + A ⇄ H 2 O + HA [HA] = = 0.11M; [A - ] = = 0.09M pH = pK a + log(C S /C HA ) = log(0.09/0.11) = 4.66 Il pH si è abbassato di sole 4.75 – 4.66 = : 0.09 unità

Neutralizzazione H 3 O + (aq) + OH - (aq) ⇄ 2 H 2 O(l) Caso I°: acido forte + base forte H 3 O + + ClO K + + OH - → ClO K H 2 O H 3 O + + OH - ⇄ 2 H 2 O (  H° = kcal mole -1 ) H 3 O + + I - + Na + + OH - → I - + Na H 2 O H 3 O + + OH - ⇄ 2 H 2 O (  H° = kcal mole -1 ) Caso II°: acido debole + base forte AcH + K + + OH - → Ac - + K + + H 2 O AcH + OH - ⇄ Ac - + H 2 O Stadio I: AcH + H 2 O ⇄ Ac - + H 3 O + (ionizzazione endotermica,  H° I > 0) Stadio II: H 3 O + + OH - ⇄ 2 H 2 O (  H° II = kcal mole -1 ) Totale: AcH + OH - ⇄ Ac - + H 2 O (  H° =  H° I +  H° II > kcal mole -1 )

Neutralizzazione Caso III°: acido forte + base debole NH 3 + H 3 O + + Cl - → NH Cl - + H 2 O NH 3 + H 3 O + ⇄ NH H 2 O Stadio I: NH 3 + H 2 O ⇄ OH - + NH 4 + (ionizzazione endotermica,  H° I > 0) Stadio II: H 3 O + + OH - ⇄ 2 H 2 O (  H° II = kcal mole -1 ) Totale: NH 3 + H 3 O + ⇄ NH H 2 O (  H° =  H° I +  H° II > kcal mole -1 ) Caso IV°: acido debole + base debole NH 3 + AcH ⇄ NH Ac - (  H°) Stadio I: AcH + H 2 O ⇄ Ac - + H 3 O + (ionizzazione endotermica,  H° I > 0) Stadio II: NH 3 + H 2 O ⇄ OH - + NH 4 + (ionizzazione endotermica,  H° II > 0) Stadio III: H 3 O + + OH - ⇄ 2 H 2 O (  H° III = kcal mole -1 ) Totale: NH 3 + AcH ⇄ NH Ac - (  H° =  H° I +  H° II +  H° III > kcal mole -1 )

Titolazioni acido-base Equivalenti di reattivo a titolo noto: V 0 N 0 Equivalenti di reattivo a titolo incognito: V 1 N 1 All’equivalenza: V 0 N 0 = V 1 N 1 La reazione deve essere: 1) completa; 2) veloce; 3) punto di equivalenza rivelabile. H 3 O + + OH - ⇄ 2 H 2 O Basi forti per titolare acidi forti e deboli Acidi forti per titolare basi forti e deboli V1N1 V1N1 V0N0 V0N0 buretta rubinetto Zona 1: Eccesso di V 1 N 1 [H 3 O + ] = V 1 N 1 -V 0 N 0 V 1 +V 0 Zona 2: Eccesso di V 0 N 0 [OH - ] = V 0 N 0 -V 1 N 1 V 1 +V 0 All’equivalenza: [H 3 O + ] = [OH - ] = M indicatore colorimetrico

Titolazioni di un acido forte con una base forte Punto di equiv.: V 0 N 0 = V 1 N 1 Zona 1 Zona 2

Titolazioni di un acido debole con una base forte zona tampone punto di equivalenza punto di equivalenza 0.5v base

Titolazioni di un acido debole con una base forte acido forte [H 3 O + ] = √ K a C HA [OH - ] = √ K W C S / K a [OH - ] ≃ C B punto di equivalenza acido debole [H 3 O + ] = K a [HA] [A - ]

Scelta dell’indicatore Acido forte con base forteAcido debole con base forte

Titolazioni di una base debole con un acido forte base forte base debole punto di equivalenza [OH - ] = √ K b C B [OH - ] = KbCBKbCB CSCS [H 3 O + ] = √ K W C S / K b [H 3 O + ] ≃ C HA