Lezione 17

1. Acidi e basi deboli

2. Relazione tra Ka e Kb

3. pH di acidi e basi deboli (esempi)

4. Idrolisi salina acida e basica

5. Soluzioni tampone

6. Equilibrio eterogeneo

7. Idrolisi salina acida e basica

8. Esercizi

Analizziamo i casi più frequenti

Acido forte

Base forte

Acido debole

Base debole

Idrolisi

Tampone

Valori di Ka per alcuni acidi monoprotici

Forza relativa di acidi e basi coniugati

Relazione tra Ka e Kb - Forza di acidi e basi

Ka

Kb

Kw

Ka = [A-][H3O+]

[HA]

Kb = [OH-][HA]

[A-]

Ka · Kb = [A-][H3O+]·[OH-][HA]

[HA] [A-]= Kw

La relazione tra [H3O+], pH, [OH-] e pOH

Poiché Kw è costante,

[H3O+] e [OH-] sono

interdipendenti e

variano in versi

opposti quando

aumenta l’acidità o la

basicità della

soluzione acquosa.

Il pH e il pOH sono

interdipendenti nello

stesso modo:

Kw=[H3O+][OH-]=10-14

pH + pOH = 14

L’effetto delle proprietà atomiche e molecolari

sull’acidità degli idruri non metallici

Le forze relative degli ossiacidi

Acidità di cationi metallici: Al3+

L’idrolisi degli ioni alluminio idratati produce ioni H3O+. Si ha trasferimento di

un protone da una molecola di H2O coordinata ad una molecola di acqua non

coordinata.

Acido debole (Ka < 1) in concentrazione ca

HA(aq) + H2O(l) ⇄A-(aq) + H3O+(aq)

(ca – x) x x

]HA[

]OH[]A[ 3a

K )xc(

x

a

2

a

K

Se l’acido è così debole che x << ca, allora:

aa3 c][A]O[H K

Base debole (Kb < 1) in concentrazione cb

B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq)

(cb – x) x x

]B[

]OH[]BH[b

K)xc(

x

b

2

b

K

Se la base è così debole che x << cb, allora:

bbc][BH][OH K

Esercizi:Calcola il pH di una soluzione di acido acetico CH3COOH 0,01 M (Ka = 1,8·10-5)

aa3 c][A]O[H K

L’ammoniaca è una base debole (Kb = 1,8·10-5). Calcola che conc.

deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia10,04.

] Kb b[OH c

H3PO4(aq) + H2O(l) ⇄ H2PO4-(aq) + H3O

+(aq) K1 = 7,1×10-3

H2PO4-(aq) + H2O(l) ⇄ HPO4

2-(aq) + H3O+(aq) K2 = 6,2×10-8

HPO42-(aq) + H2O(l) ⇄ PO4

3-(aq) + H3O+(aq) K3 = 4,4×10-13

H2CO3(aq) + H2O(l) ⇄ HCO3-(aq) + H3O

+(aq) K1 = 4,7×10-7

HCO3-(aq) + H2O(l) ⇄ CO3

2-(aq) + H3O+(aq) K2 = 4,7×10-11

H2SO4(aq) + H2O(l) ⇄ HSO4-(aq) + H3O

+(aq) K1 = ~102

HSO4-(aq) + H2O(l) ⇄ SO4

2-(aq) + H3O+(aq) K2 = 1,2×10-2

ACIDI POLIPROTICI

IDROLISI DEI SALI

L’idrolisi salina è una reazione acido base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica di sali.

Tipi di idrolisi salina

soluzioni dei sali di acidi forti e basi forti danno

SOLUZIONE NEUTRA (per es. NaCl)

soluzioni dei sali di acidi deboli e basi forti danno

SOLUZIONE BASICA (per es. CH3COONa)

soluzioni dei sali di acidi forti e basi deboli danno

SOLUZIONE ACIDA (per es. NH4Cl)

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)in acqua non dàreazioni acido-base

Cl- è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl- è una base con forza praticamente nulla

Na+ è l’acido coniugato di NaOH, ma quest’ultimo è una base così forte che Na+ è un acido con forza

praticamente nulla

SOLUZIONE NEUTRA: non c’è idrolisi

NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl-(aq)

NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è

una base debole quindi…

NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O

+(aq)

]NH[

]OH[]NH[

4

33a

K

IDROLISI ACIDA(Sali formati da acido forte + base debole)

Reazione di Idrolisi acida:

Kidrolisi = = Kw /Kb

NaNO2(s) Na+(aq) + NO2-(aq)

NO2- è la base coniugata di HNO2, e

quest’ultimo è un acido debole quindi…

NO2-(aq) + H2O(l) ⇄ HNO2(aq) + OH-(aq)

]NO[

]OH[]HNO[

2

2b

K

IDROLISI BASICA(Sali formati da acido debole + base forte)

Reazione di Idrolisi basica:

Kidrolisi = = Kw /Ka

Esempio:

Il problema è del tutto analogo al caso di una base debole.

Conoscendo la Ka dell'acido acetico (1.8 x 10-5), si determina la Kb

del sale dalla

Ka Kb = Kw

Ovvero Kb = 10-14 / 1.8 x 10-5 = 5.56 x 10-10.

A questo punto, utilizzando la

si calcola la [OH-] (=7.45 x 10-6), da cui il pOH = 5.13 e il pH = 8.87.

] Kb b[OH c

Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acetato di sodio.

Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con ca e cb in quantità paragonabili, è una soluzione tampone.

Per esempio:

NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)

cacb

L’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la

reazione a destra

L’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la

reazione a sinistra

Il pH non cambia molto in ambedue i casi, vediamo perché…

)xc(

x)xc(

]HClO[

]OH[]ClO[

a

b3a

K

se x << ca

x << cb

es.

HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq)

con

ca ≈ cb, ovvero 0.1 < ca/cb < 10

ca cb

b

aa3

c

c]OH[ K

a

3ba ;

c

]OH[cK

Riepilogo:

Acido debole:

Base debole:

Idrolisi acida:

Idrolisi basica:

aa3 c]O[H K

bbc][OH K

s

b

w3 c]O[H

K

K

s

a

w c][OHK

K

Riepilogo:

Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata:

Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:

b

aa

c

cOH K][ 3

a

bb

c

c]OH[ K

Equilibri omogenei ed eterogenei

Equilibrio omogeneo:

equilibrio che coinvolge specie in una sola fase

(gassosa, liquida, solida)

Equilibrio eterogeneo:

equilibrio che coinvolge specie in più di una fase

EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)KOH(s) K+(aq) + OH-(aq)

Esempio di elettroliti forti (si dissociano completamente in

ioni) molto solubili:

AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq)CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO3

2-(aq)Ni(OH)2(s) ⇄ Ni2+(aq) + 2 OH-(aq)Ca3(PO4)2(s) ⇄ 3 Ca2+(aq) + 2 PO4

3-(aq)

Esempio di elettroliti deboli

(poco solubili):

Il prodotto di solubilità di un composto è dato dal

prodotto delle concentrazioni dei suoi ioni costituenti,

ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico.

Tale quantità è costante, a T costante, per una soluzione

satura del composto.

Soluzione satura = soluzione in presenza di corpo di fondo.

Solubilità = quantità massima del soluto che si scioglie

in un litro di soluzione, ad una certa temperatura.

Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq)

43

12

3 ps

3223

2ps

1016,14

102,6

4s

s4s)s2(]CO[]Ag[

K

K

Solubilità (s, in mol ℓ-1) in acqua pura, a 25°C :

2s s

CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)

59ps

223

2ps

103,9107,8s

s]CO[]Ca[

K

K

s s

Solubilità (s, in mol ℓ-1) in acqua pura, a 25°C :

Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)

104

36

4

43

1049,427

101,1

27

K

27)3( K

ps

ps

s

sssSolubilità a 25°C

in acqua pura:

s 3 s

6

30

36

30

ps

30310ps

101,110

101,1

10s

10s)10(s

K

KSolubilità a 25°C

in [OH-]=10-10:

(ovvero pH = 4)

Solubilità di un sale in presenza di uno ione in comune:

esercizio

Ad una soluzione contenente ioni Ca2+ e ioni Mg2+ entrambi in concentrazione 1,70·10-4 M si aggiunge una soluzione contenente ioni CO3

2- in concentrazione 1,00·10-3 M. Dire se precipita CaCO3, MgCO3 o entrambi.

Kps (CaCO3) = 1,7·10-8 Kps (MgCO3) = 2,6·10-5

Perché si abbia precipitazione, il prodotto delle concentrazioni dei due

ioni che danno il sale deve essere maggiore del prodotto di solubilità.

[Ca2+] [CO32-] = 1,70·10-4 x 1,00·10-3 = 1,70·10-7

1,70·10-7 > Ks → precipita CaCO3

[Mg2+] [CO32-] = 1,70·10-4 x 1,00·10-3 =1,70·10-7

1,70·10-7 < Ks → non precipita MgCO3