ACIDI E BASI

Nell’acqua c’è un equilibrio ionico: 2H2O  H3O+ + OH- prodotto ionico dell’acqua KW= [H3O+] [OH-] = 10-14 a 25°C pH = -log [H3O+]; p[OH-] = -log [OH-]. L’acqua pura è a pH=7=pOH. Le sostanze dette acidi o basi modificano l’equilibrio ionico dell’acqua.

[H3O+] aumenta, [OH-] diminuisce Come ??? NON RENDENDO PIU’ UGUALI LE [ ] DI H3O+ e OH- Attenzione a temperatura costante il loro prodotto non può cambiare, quindi se una aumenta, l’altra 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 all’acqua che si comporta da base: HA + H2O  A- + H3O+ Acido1 + Base2  Base1 + Acido2 [H3O+] aumenta, [OH-] diminuisce Le basi catturano protoni dall’acqua che si comporta da acido: BO (B++ O---) + H2O  OH- + OH- + B++ (inalterato) Base1(O-- ) + Acido2  Acido1 + Base2 [OH-] aumenta, [H3O+] diminuisce

ACIDI E BASI DEBOLI 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): HA: specie indissociata H3O+: forma acida dissociata A-:base coniugata B: specie indissociata OH-: forma basica dissociata HB+-:acido coniugato Acido debole Base debole

Per un generico acido debole HA: HA (aq) + H2O (l) H3O+ + A- (aq) Ka = La base coniugata di un acido è la base che si forma quando l’acido cede un protone. Più l’acido è forte, più debole è la sua base coniugata. Per la coppia coniugata acido-base: Ka · Kb = Kw pKa + pKb = pKw [H3O+] [A-] [HA] base coniugata CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ + CH3COO- (aq) acido debole Ka (25°C) = = 1.8 ·10-5 pKa = - log Ka Quanto più Ka è piccolo, tanto maggiore sarà pKa…quindi più elevato è il pKa, tanto più debole è l’acido corrispondente. [H3O+] [CH3COO-] [CH3COOH]

Per una generica base debole B: B (aq) + H2O (l) HB+ + OH- (aq) Kb = L’acido coniugato di una base è l’acido 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: Ka · Kb = Kw pKa + pKb = pKw [HB+] [OH-] [B] acido coniugato NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ + OH- (aq) base debole Kb (25°C) = = 1.8 ·10-5 pKb = - log Kb [NH4+] [OH-] [NH3]

Calcolare il pH di una soluzione di acido acetico (CH3COOH) 0 Calcolare il pH di una soluzione di acido acetico (CH3COOH) 0.10 M, sapendo che Ka (CH3COOH) = 1.9 · 10-5. Come procedere: Scrivere la reazione di equilibrio e la relazione per Ka; Costruire la tabella che tiene conto di ciò che accade all’equilibrio. CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ + CH3COO- (aq) Ka (25°C)= = 1.8 ·10-5 CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ + CH3COO- (aq) 0.1 0 0 concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.1-x x x concentrazioni all’equilibrio Introduciamo le concentrazioni all’equilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 1.8 ·10-5 = per Ka<10-5 x può essere trascurata [H3O+] [CH3COO-] [CH3COOH] x · x 0.1-x

Risolvendo in funzione di x… x ~√ 0.1·1.8·10-5= 1.3·10-3 = [H3O+] [H3O+] [CH3COO-] x · x x2 Ka = = = = 1.8 ·10-5 0.1-x [CH3COOH] 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 = [H3O+] pH = - log [H3O+] = 2.89 L’approssimazione è valida se x è < 5% del valore iniziale! Il pH dipende in essenzialmente, in queste condizioni, dalla [CH3COOH]

Calcolare il pH di una soluzione di acetato di calcio (CH3COO)2Ca 0 Calcolare il pH di una soluzione di acetato di calcio (CH3COO)2Ca 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 all’equilibrio. Consideriamo il sale completamente dissociato: (CH3COO)2Ca (aq ) CH3COO- (aq) + Ca 2+ , quindi assumiamo che [CH3COO-]= 2·0.15 M L’equilibrio che ci interessa è: CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- + CH3COOH (aq) Kb (25°C)= Lo ione acetato è la base coniugata di un acido debole, quindi la soluzione avrà pH>7 CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- + CH3COOH (aq) 0.3 0 0 concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.3-x x x concentrazioni all’equilibrio Introduciamo le concentrazioni all’equilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = [OH-] [CH3COOH] [CH3COO-] [OH-] [CH3COOH] x · x 0.3-x [CH3COO-]

La Kb può essere ricavata da Ka · Kb = Kw Kb = = (1·10-14/1.8·10-5) = 5.6·10-10 Kw Ka [OH-] [CH3COOH] x · x Kb= = = 5.6·10-10 , adesso proviamo ad approssimare, assumendo che x<5% di 0.3 0.3-x [CH3COO-] Risolvendo in funzione di x… x ~√ 0.3·5.6·10-10= 1.3·10-5 = [OH-] pOH = - log [OH-] = 4.89 quindi pH = 14-4.89 = 9.11, tenendo presente che pH = pKw – pOH Per verificare che l’approssimazione sia ammissibile si può: -stabilire se (C-x) ~ x; -stabilire se K/C<10-3. Se l’approssimazione non è ammissibile è necessario risolvere un’equazione di secondo grado, tenendo presente che una concentrazione può essere solo positiva!

Determinare il pH di una soluzione di acido debole HA 0 Determinare il pH di una soluzione di acido debole HA 0.00010 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 all’equilibrio. HA (aq) + H2O (l) H3O+ + A- (aq) Ka (25°C)= = 9 ·10-6 CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ + CH3COO- (aq) 0.0001 0 0 concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.0001-x x x concentrazioni all’equilibrio Introduciamo le concentrazioni all’equilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 9 ·10-6 = [H3O+] [A-] [HA] x · x 0.0001-x

Poiché Ka/C > 10-3 risolviamo l’equazione di secondo grado… x2 + 9·10-6 x - 9·10-10= 0 x = 2.585·10-5 = [H3O+] pH = - log [H3O+] = 4.58 Risposta corretta: a

Il pH di una soluzione 0. 1 M di acido debole HX è 1. 34 Il pH di una soluzione 0.1 M di acido debole HX è 1.34. 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) + H2O (l) H3O+ + X- (aq) Ka = = ? HX (aq) + H2O (l) H3O+ + X- (aq) 0.1 0 0 concentrazioni iniziali -x +x +x variazione concentrazioni 0.1-x x x concentrazioni all’equilibrio Se pH = 1.34 allora [H3O+]=0.0457 Introduciamo le concentrazioni all’equilibrio nella formula che descrive la Ka: Ka = = 3.85·10-2 [H3O+] [X-] [HX] (0.0457)2 0.1-0.0457 Risposta corretta: b

Individuare i processi; Qual è il pH di una soluzione ottenuta miscelando 50 ml HCl 0.1 M e 150 ml NH3 0.1 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 = 0.005 mol mol NH3 = 0.15 l · 0.01 mol/l = 0.015 mol Primo processo: consumo di HCl HCl + NH3 NH4Cl 0.005 0.015 0 mol iniziali 0 0.01 0.005 mol rimanenti Secondo processo: equilibrio di dissociazione di NH3 La [NH3] = 0.01 mol/(0.05 l + 0.15 l) = 0.05 M La [NH4+] = 0.005 mol/(0.05 l + 0.15 l) = 0.025 M; Cl- non influisce sul pH! NH3 + H2O NH4+ + OH- 0.05 0.025 0 condizioni iniziali 0.05-x 0.025+x x condizioni all’equilibrio

La Kb dell’equilibrio che stiamo valutando è: Kb = 1.8·10-5 1.8·10-5 = Poiché Kb/C < 10-3 x può essere trascurata rispetto alle concentrazioni! (0.025 + x) x (0.05 - x) (0.025) 1.8·10-5 = x (0.05) [OH-] x = [OH-] = 3.6·10-5 pOH = 4.44 pH = pKw – pOH = 14-4.44 = 9.56 Risposta corretta: e

Il pH di una soluzione 0.5 M di HCN (Ka = 4·10-10) è: a) 4.5<pH<5; b) 3.5<pH<4.5; c) 5<pH<5.5; d) 5.5<pH<6; e) 9<pH<9.5 HCN + H2O H3O+ + CN- 0.5-x x x all’equilibrio Poiché Ka/C<10-3 possiamo evitare di risolvere l’equazione di secondo grado: x = [H3O+] = √(Ka·C) = 1.41·10-5 pH = 4.85 Risposta corretta: a

Individuare i processi; Qual è il pH di una soluzione ottenuta miscelando 50 ml NaOH 0.1 M e 20 ml CH3COOH 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 = 0.005 mol mol CH3COOH = 0.02 l · 1 mol/l = 0.02 mol Primo processo: consumo di NaOH NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O 0.005 0.02 0 mol iniziali 0 0.015 0.005 mol rimanenti Secondo processo: equilibrio di dissociazione di CH3COOH La [CH3COOH] = 0.015 mol/(0.05 l + 0.02 l) = 0.214 M La [CH3COO-] = 0.005 mol/(0.05 l + 0.02 l) = 0.071 M; Na+ non influisce sul pH! CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ 0.214 0.071 condizioni iniziali 0.214-x 0.071+x x condizioni all’equilibrio

La Ka dell’equilibrio che stiamo valutando è: Ka = 1.8·10-5 1.8·10-5 = Poiché Ka/C < 10-3 x può essere trascurata rispetto alle concentrazioni! (0.071 + x) x (0.214 - x) (0.071) (0.214) 1.8·10-5 = x [H3O+] x = [H3O+] = 5.42·10-5 pH = 4.26 Risposta corretta: e