SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE FORTE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE FORTE Avvengono le due reazioni: autoprotolisi dell’acqua dissociazione della base forte 2 H2O OH– + H3O+ NaOH → OH– + Na+ All’equilibrio chimico sono presenti tre sostanze: H3O+, OH−, Na+ Sono necessarie tre equazioni da mettere in sistema Kw = [H3O+][OH–] = 10–14 autoprotolisi dell'acqua [H3O+] + [Na+] = [OH–] bilancio di carica [Na+] = C bilancio di massa

Per esempio, se C = 10−8 M, si ha pH = 7.02. Reazioni acido-base Per una base forte B la cui concentrazione iniziale non è molto bassa (C > ≈10−6 M), il sistema restituisce sempre questo risultato: [OH–] = C poi, il pH si calcola da [H3O+] = 10–14/[OH–] A concentrazioni molto basse di base (C < ≈10−6 M) il sistema restituisce un risultato diverso da quello che dà la formula semplice. Per esempio, se C = 10−8 M, si ha pH = 7.02. In ogni caso pH > 7 (pH = 7 se C è bassissima, < ≈10−9 M). Risultati sono analoghi a quelli dell’acido forte, basta sostituire [H3O+] con [OH–]

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Acido debole: acido per il quale la costante di acidità HA + H2O A– + H3O+ NON è molto grande (anzi solitamente è << 1) Diversamente dagli acidi forti, l’acido debole è solo parzialmente dissociato. All’equilibrio è presente anche HA Molti composti comuni, e molti farmaci, sono acidi deboli: acido acetico (CH3COOH) Ka = 1.75∙10–5 acido ascorbico (vitamina C) Ka = 1.07∙10–4 acido acetilsalicilico Ka = 3.2∙10–4 Paracetamolo Ka = 3.16∙10–10

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Qual è il pH (e la concentrazione delle altre sostanze all’equilibrio chimico) in una soluzione contenente un acido debole HA (avente costante Ka) ad una determinata concentrazione iniziale C? Al tempo “zero” sono presenti H2O e HA Avvengono le due reazioni: autoprotolisi dell’acqua dissociazione dell’acido debole 2 H2O OH– + H3O+ HA + H2O A– + H3O+ All’equilibrio chimico sono presenti quattro sostanze: H3O+, OH−, HA, A− Sono necessarie quattro equazioni da mettere in sistema.

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE [H3O+] [OH–] = 10–14 autoprotolisi dell’acqua costante di acidità [H3O+] = [OH–] + [A–] bilancio di carica bilancio di massa per l’acido debole C = [A–] + [HA] bilancio di massa: l’acido debole messo inizialmente in soluzione è in parte presente come HA, ed in parte come A–. La somma delle due parti (dissociata ed indissociata) deve essere uguale al totale (C) messo in soluzione. La risoluzione del sistema porta ad un’equazione di terzo grado, che si può risolvere con metodi numerici o grafici (ma è poco pratico).

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Come evitare di avere a che fare con equazioni di terzo grado? Quasi sempre è possibile trascurare uno o più tra gli addendi nel bilancio di massa e/o nel bilancio di carica, e quindi il sistema si semplifica (= l'equazione si riduce di grado). Innanzitutto, in presenza di un acido sufficientemente concentrato, la soluzione è acida e quindi [OH–] è molto piccolo (<< 10–7 M)! [H3O+] [OH–] = 10–14 Lo trascuriamo dove appare come addendo (N.B. non come moltiplicando!) [H3O+] = [OH–] + [A–] C = [A–] + [HA]

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE risolvendo il sistema così approssimato si ottiene: [H3O+] = Si può però semplificare ulteriormente la risoluzione del problema... Infatti, un acido debole (Ka << 1) dovrebbe essere poco dissociato, per cui all’equilibrio la concentrazione di A– è attesa essere piccola: HA + H2O A– + H3O+ Nel caso di soluzioni di acidi deboli, oltre ad [OH–] è spesso possibile trascurare anche [A−] rispetto ad [HA]. C = [A–] + [HA]

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE risolvendo il sistema così ulteriormente approssimato si ottiene: [H3O+] = Abbiamo quindi due formule per gli acidi deboli (N.B. sarebbero tre, ma l'equazione di 3° grado non è quasi mai necessario usarla). Quando si può usare quella più semplice, e quando si deve usare quella più complicata? Vediamo qualche esempio. (in verde sono dati gli esercizi di preparazione all’esame scritto Calcolare il pH delle tre seguenti soluzioni. a) acido ascorbico 0.5 M (Ka = 1.07.10−4) b) acido ascorbico 0.001 M c) imidazolo 0.001 M (Ka = 1.00.10−7)

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE a) acido ascorbico, Ka = 1.07.10−4, C = 0.5 M Usando si ottiene pH = 2.14 [H3O+] = usando si ottiene pH = 2.14 [H3O+] = (N.B. il pH va scritto con 2 cifre dopo la virgola) In questo caso la formula più semplice va benissimo dato che dà lo stesso risultato della formula “meno approssimata”. b) acido ascorbico, Ka = 1.07.10−4, C = 0.001 M Usando si ottiene pH = 3.49 [H3O+] = usando si ottiene pH = 3.56 [H3O+] = In questo caso la formula semplice va male, si deve usare la formula “meno approssimata”.

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE c) imidazolo, Ka = 1.00.10−7, C = 0.001 M Usando si ottiene pH = 5.00 [H3O+] = usando si ottiene pH = 5.00 [H3O+] = In questo caso la formula semplice va benissimo dato che dà lo stesso risultato della formula “meno approssimata”. Perché la formula semplice vale per l’imidazolo 0.001 M e non per l’acido ascorbico 0.001 M? Ricordando che la formula semplice vale se [A–] è trascurabile, la risposta è: perché l’acido ascorbico ha Ka maggiore (è un acido più forte) rispetto all’imidazolo, e quindi a parità di C dissocia di più. HA + H2O A– + H3O+

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE HA + H2O A– + H3O+ Infatti, proviamo a calcolare quanto acido si è dissociato nei due casi. Definiamo la frazione di dissociazione: frazione di dissociazione a rappresenta la frazione di acido debole che si è dissociato all’equilibrio chimico. Per un acido forte a = 1 (oppure 100%, se scriviamo come percentuale) per definizione. Per un acido debole 0 < a < 1 Vediamo come calcolare a

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE C = [HA] + [A–] Noti pH e Ka, è possibile calcolare la frazione di dissociazione Proviamo a calcolare quanto acido si è dissociato nelle soluzioni di acido ascorbico 0.001 M (pH=3.56) ed imidazolo 0.001 M (pH=5). Si ottiene rispettivamente: a = 28.0% (per acido ascorbico) ed a = 1.0% (per imidazolo).

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE a = 28.0% (per acido ascorbico) ed a = 1.0% (per imidazolo). L’acido ascorbico 0.001 M è parecchio dissociato (quasi 1/3 del totale lo è), per cui [A−] non è trascurabile rispetto ad [HA], e la formula semplice non vale. L’imidazolo è un acido più debole dell’acido ascorbico, è molto meno dissociato (solo l’1% del totale), per cui [A−] è trascurabile rispetto ad [HA], e la formula semplice vale. Perché la formula semplice vale per l’acido ascorbico 0.5 M e non per l’acido ascorbico 0.001 M? Anche qui, evidentemente nel primo caso [A–] è trascurabile rispetto ad [HA], nel secondo caso no. Verifichiamolo calcolando la frazione di dissociazione:

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE = 1.5% (per acido ascorbico 0.5 M), a = 28.0% (per acido ascorbico 0.001 M) Questo comportamento è generale: Ogni acido debole si dissocia di più al calare della sua concentrazione iniziale. Il perché può essere capito “matematicamente”: Poiché Ka è costante, se diminuisce C, y deve diminuire di più che non x Ogni acido debole si dissocia tanto più (a è tanto maggiore) quanto maggiore è Ka e quanto minore è C

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Si può capire fin da subito se un certo acido debole si dissocia pochissimo, cioè se [A–] può essere trascurato nel bilancio di massa e quindi si può usare la formula più semplice per calcolare il pH. Come detto, affinché [A–] sia trascurabile, C deve essere elevato e Ka deve essere bassa. Ciò si può esplicitare con la seguente regoletta: [A–] è trascurabile rispetto ad [HA], e quindi l’uso della formula semplice è possibile, se (all’incirca) C > 100·Ka [H3O+] = Per esempio, riguardando gli esercizi sugli acidi deboli visti in precedenza:

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Per l’acido ascorbico 0.5 M, [A–] è trascurabile. Qui, infatti, C è maggiore di 100·Ka (0.5 > 100·1.07·10–4). [H3O+] = Per l’acido ascorbico 0.001 M, [A–] NON è trascurabile. Qui, infatti, C è minore di 100·Ka (0.001 < 100·1.07·10–4). [H3O+] = Per imidazolo 0.001 M, [A–] è trascurabile. Anche qui, infatti, C è maggiore di 100·Ka (0.001 > 100·1.00·10–7). [H3O+] =

5 sostanze presenti all’equilibrio chimico: Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE CARICO Caso tipico: NH4+, ione ammonio, che viene introdotto in soluzione come sale (associato ad un controione che non dà reazioni acido-base). Ad esempio, NH4Cl. Vediamo come calcolare il pH. Reazioni che avvengono in soluzione: 2 H2O H3O+ + OH– NH4Cl → NH4+ + Cl– i sali solubili, quindi anche NH4Cl, sono praticamente tutti dissociati in soluzione acquosa (K della reazione tende ad infinito) NH4+ + H2O H3O+ + NH3 5 sostanze presenti all’equilibrio chimico: H3O+, OH–, NH4+, NH3, Cl–

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE CARICO Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE CARICO Impostando e risolvendo il sistema si ricavano le stesse formule dell’acido debole neutro. Ciò era prevedibile poiché l’unica reazione acido-base è quella di NH4+, che è un acido debole. [H3O+] = se C > 100·Ka quasi sempre in altri casi [H3O+] = La carica dell’acido (ed in generale la carica di qualunque composto che partecipa a reazioni all’equilibrio) non è importante ai fini dei calcoli. Le formule (ed i risultati) non dipendono dalle cariche delle sostanze coinvolte.

SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE Base debole: base per il quale la costante di equilibrio della reazione B + H2O BH+ + OH– NON è molto grande (anzi solitamente è << 1) A differenza che per le basi forti, in soluzione all’equilibrio chimico è presente anche B Esempi di basi deboli: ammoniaca (NH3) Kb = 1.75∙10–5 cianuro (CN–) Kb = 1.62∙10–5 saponi (RCOO−) Kb ≈ 3∙10–7

SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE Qual è la concentrazione delle sostanze all’equilibrio chimico in una soluzione contenente una base debole (es. ammoniaca, NH3), ad una determinata concentrazione iniziale C? Al tempo “zero” sono presenti H2O e NH3 Avvengono le due reazioni: autoprotolisi dell’acqua dissociazione della base debole 2 H2O OH– + H3O+ NH3 + H2O OH– + NH4+ All’equilibrio sono presenti quattro sostanze: H3O+, OH−, NH3, NH4+ Sono necessarie quattro equazioni da mettere in sistema:

SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE [H3O+] [OH–] = 10–14 [H3O+] + [NH4+] = [OH–] bilancio di carica C = [NH4+] + [NH3] bilancio di massa Anche qui conviene fare approssimazioni ragionevoli (se no arriviamo ad un’equazione di 3° grado). Innanzitutto, la soluzione è certamente basica, quindi è quasi sicuramente possibile trascurare [H3O+] nel bilancio di carica. Poi, se la base è poco “dissociata”, è possibile trascurare anche [NH4+] nel bilancio di massa.

SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE [H3O+] [OH–] = 10–14 2 H2O OH– + H3O+ NH3 + H2O OH– + NH4+ [H3O+] + [NH4+] = [OH–] C = [NH4+] + [NH3] (essendo una base, è meglio risolvere in funzione di [OH–]) Si ottiene: [OH–] = da cui si ricava poi il pH [H3O+] = è l’equazione “gemella” di quella degli acidi:

SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE [OH–] = Come per gli acidi deboli, anche questa equazione delle basi deboli vale se la base è pochissimo dissociata ([NH4+] trascurabile rispetto ad [NH3]). Come gli acidi deboli, anche le basi deboli si dissociano di più al crescere di Kb ed al calare di C. Regoletta delle basi deboli, “gemella” a quella degli acidi deboli: [NH4+] è trascurabile rispetto ad [NH3], e quindi vale la semplice formula qui sopra, se (all’incirca) C > 100·Kb

SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UNA BASE DEBOLE altrimenti: [OH–] = e deve essere usata quando la base è apprezzabilmente dissociata (C < 100·Kb) è l’equazione “gemella” di quella degli acidi, che va usata in condizioni analoghe (C < 100·Ka) : [H3O+] = Se ne deduce una considerazione generale: Acidi e basi hanno sempre formule e trattazione IDENTICHE. Basta sostituire: H3O+ con OH– Ka con Kb

sono correlate tra loro. Reazioni acido-base Acidi e basi coniugate Acidi o basi coniugate = acido ottenuto dalla protonazione della base, o base ottenuta dalla deprotonazione dell’acido. Ad esempio: CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ NH4+ + H2O NH3 + H3O+ HCl + H2O → Cl– + H3O+ NaOH → OH– + Na+ CH3COOH/CH3COO−, HCl/Cl−, NH4+/NH3, Na+/NaOH sono delle coppie acido-base coniugate. Si può dimostrare che la costante di acidità e quella di basicità di una coppia acido-base coniugata sono correlate tra loro.

Acidi e basi coniugate HA + H2O H3O+ + A– A– + H2O HA + OH– Reazioni acido-base Acidi e basi coniugate HA + H2O H3O+ + A– A– + H2O HA + OH– moltiplichiamo Ka e Kb tra loro: oppure

Acidi e basi coniugate oppure Reazioni acido-base Acidi e basi coniugate oppure Data Ka per un acido, si può ricavare Kb per la base coniugata. Data Kb per una base, si può ricavare Ka per l’acido coniugato. Esempio: Ka per acido ascorbico = 1.07∙10–4 Kb per ione ascorbato = 10–14 / 1.07∙10–4 = 9.35∙10–11 In genere negli esercizi (e nei libri di costanti acido-base) si dà il valore di Ka; la Kb coniugata si può ricavare da questa se necessaria.

Acidi e basi coniugate Altro esempio: Ka per HCl: >> 1 10–14 Reazioni acido-base Acidi e basi coniugate Altro esempio: Ka per HCl: >> 1 10–14 (numero >> 1) Kb per Cl– = = << 10−14 Cl– è una base così debole che in pratica non ha proprietà basiche. Tutti gli anioni di acidi forti (Cl −, NO3−, Br−, ClO4−, ecc.) NON hanno proprietà basiche in acqua. Altro esempio: Kb per NaOH >> 1 Ka per Na+ = << 10−14 Na+ non ha proprietà acide. Vale in genere per tutti i cationi di basi forti (Na+, K+, ecc.).

sono specie indifferenti dal punto di vista acido-base Reazioni acido-base Acidi e basi coniugate Na+, K+, così come Cl–, Br–, NO3–, ClO4−, ecc., sono specie indifferenti dal punto di vista acido-base (quindi non influenzano il pH di soluzioni acquose). Lo stesso vale per i sali da loro formati (es. NaCl)

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE E LA SUA BASE CONIUGATA Nei casi visti nelle lezioni precedenti, abbiamo trattato soluzioni che al tempo “zero” contenevano solo acido debole (oppure solo base debole). Qui, invece, consideriamo soluzioni nelle quali al tempo “zero” sono aggiunti entrambi i componenti, l’acido debole e la sua base coniugata. Per esempio, una soluzione contenente NH4Cl (cloruro di ammonio) a concentrazione CNH4Cl, e NH3 (ammoniaca) a concentrazione CNH3. Vediamo come ricavare la concentrazione delle sostanze all’equilibrio chimico. Partiamo dal sistema matematico e poi ricaviamo delle formule, come fatto finora.

SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ACIDO DEBOLE E LA SUA BASE CONIUGATA Reazioni che avvengono in soluzione: 2 H2O H3O+ + OH– NH4Cl → NH4+ + Cl– (è un sale) NH4+ + H2O NH3 + H3O+ NH3 + H2O NH4+ + OH– sostanze presenti all'equilibrio: H3O+, OH–, NH4+, NH3, Cl– sono necessarie 5 equazioni (sistema a 5 equazioni e 5 incognite)