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.

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1 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 4 + + Cl - (dissociazione completa) 2)Cl - + H 2 O ↛ HCl + OH - (nessuna idrolisi) 3)NH 4 + + 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)

2 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 4 + + CH 3 COO - (dissociazione completa) 2)NH 4 + + 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

3 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 )

4 Potere tampone Se aggiungiamo 10 -2 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 =1.810 -5 ; pK a = 4.75) e dal suo sale sodico NaA ([A - ] = 0.1 M), il cui pH = pK a = 4.75. H 3 O + + A ⇄ H 2 O + HA [HA] = 0.1+0.01 = 0.11M; [A - ] = 0.1-0.01 = 0.09M pH = pK a + log(C S /C HA ) = 4.75 + log(0.09/0.11) = 4.66 Il pH si è abbassato di sole 4.75 – 4.66 = : 0.09 unità

5 Neutralizzazione H 3 O + (aq) + OH - (aq) ⇄ 2 H 2 O(l) Caso I°: acido forte + base forte H 3 O + + ClO 4 - + K + + OH - → ClO 4 - + K + + 2 H 2 O H 3 O + + OH - ⇄ 2 H 2 O (  H° = -13.68 kcal mole -1 ) H 3 O + + I - + Na + + OH - → I - + Na + + 2 H 2 O H 3 O + + OH - ⇄ 2 H 2 O (  H° = -13.68 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 = -13.68 kcal mole -1 ) Totale: AcH + OH - ⇄ Ac - + H 2 O (  H° =  H° I +  H° II > -13.68 kcal mole -1 )

6 Neutralizzazione Caso III°: acido forte + base debole NH 3 + H 3 O + + Cl - → NH 4 + + Cl - + H 2 O NH 3 + H 3 O + ⇄ NH 4 + + 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 = -13.68 kcal mole -1 ) Totale: NH 3 + H 3 O + ⇄ NH 4 + + H 2 O (  H° =  H° I +  H° II > -13.68 kcal mole -1 ) Caso IV°: acido debole + base debole NH 3 + AcH ⇄ NH 4 + + 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 = -13.68 kcal mole -1 ) Totale: NH 3 + AcH ⇄ NH 4 + + Ac - (  H° =  H° I +  H° II +  H° III > -13.68 kcal mole -1 )

7 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 - ] = 10 -7 M indicatore colorimetrico

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

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

10 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 - ]

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

12 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