acidi e basi. nellacqua cè un equilibrio ionico: 2h 2 o h 3 o+ + oh- prodotto ionico dellacqua k w...
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ACIDI E BASI
Nell’acqua c’è un equilibrio ionico:2H2O H3O+ + OH-prodotto ionico dell’acqua
KW= [H3O+] [OH-] = 10-14 a 25°CpH = -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.
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
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 indissociataH3O+: forma acida dissociataA-:base coniugata
B: specie indissociataOH-: forma basica dissociataHB+-:acido coniugato
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 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
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ + OH- (aq) base debole
Kb (25°C) = = 1.8 ·10-5
pKb = - log Kb
[NH4+] [OH-]
[NH3]
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
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]
[H3O+] [CH3COO-]
[CH3COOH]
x · x
0.1-x
[H3O+] [CH3COO-]
[CH3COOH]
x · x
0.1-xKa = = = = 1.8 ·10-5
x2
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 0.15 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]
[CH3COO-]
x · x
0.3-x
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!
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]
[CH3COO-]
x · x
0.3-xKb= = = 5.6·10 -10 , adesso proviamo ad approssimare, assumendo che x<5% di 0.3
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]
[H3O+] [A-]
[HA]
x · x
0.0001-x
Risposta corretta: a
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
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
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
1. Primo processo: consumo di HClHCl + NH3 NH4Cl0.005 0.015 0 mol iniziali 0 0.01 0.005 mol rimanenti
2. Secondo processo: equilibrio di dissociazione di NH3
La [NH3] = 0.01 mol/(0.05 l + 0.15 l) = 0.05 MLa [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 iniziali0.05-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)
(0.05)1.8·10-5 = x
[OH-]
x = [OH-] = 3.6·10-5
pOH = 4.44pH = 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
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) 4.26Come 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
1. Primo processo: consumo di NaOHNaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O0.005 0.02 0 mol iniziali 0 0.015 0.005 mol rimanenti
2. Secondo processo: equilibrio di dissociazione di CH3COOH
La [CH3COOH] = 0.015 mol/(0.05 l + 0.02 l) = 0.214 MLa [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 iniziali0.214-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