EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA
AD OGGI:
• Definizione ACIDO e BASE
• Definizione ACIDO (BASE) FORTE e DEBOLE
• Definizione del pH
• Calcolo del pH di soluzioni di ACIDI (BASI)
FORTI
• Calcolo del pH di soluzioni di ACIDI (BASI)
DEBOLI
• Calcolo del pH di soluzioni di Sali (Idrolisi)
IDROLISI
L’ idrolisi è una reazione acido-base che può coinvolgere
cationi ed anioni, derivanti dalla dissociazione di un sale in
acqua.
Allo stato solido i sali formano reticoli ionici.
Salvo poche eccezioni, sono elettroliti forti:
MnXm nMm+(aq) + mXn-(aq)
NaCl Na+(aq) + Cl-(aq)
CaBr2 Ca2+(aq) + 2Br-(aq)
Le interazioni di molti ioni si
limitano al processo di idratazione.
Il pH della soluzione = 7.
Dissoluzione di un sale
ionico di acqua
IDROLISI
In alcuni casi, oltre al fenomeno dell’idratazione, gli ioni
reagiscono con l’acqua secondo delle vere e proprie reazioni
acido-base (idrolisi).
Si osserva variazione del pH della soluzione.
NH4Cl(s) + H2O NH4+(aq) + Cl-(aq)
NH4+(aq) + H2O = NH3 (aq) + H3O+(aq)
pH<7; idrolisi
acida
K2CO3(s) 2K+(aq) + CO32-(aq)
CO32-(aq) + H2O = HCO3-(aq) + OH- pH >7; idrolisi basica
Le costanti di equilibrio di queste reazioni sono dette costanti
di idrolisi Ki.
[NH3] [H3O+]
Ki =
[NH4+]
[HCO3-] [OH-]
Ki =
[CO32-]
Per prevedere il pH della soluzione di un certo sale si procede alla
dissociazione del sale (che è un elettrolita forte) e si valuta se gli ioni
formati derivano da un acido/base forte o da un acido/base debole.
Solo gli ioni derivanti da acidi o basi deboli danno reazioni di idrolisi.
KCl K+ + ClK+ : I gruppo (non dà idrolisi)
Cl- : base coniugata di HCl (forte)
non dà idrolisi
pH = 7
NH4NO3 NH4+ + NO3NH4+ : acido coniugato di NH3 (base debole) dà idrolisi
NO3- : base coniugata di HNO3 (forte)
non dà idrolisi
pH < 7
NaClO Na+ + ClONa+ : I gruppo (non dà idrolisi)
ClO- : base coniugata di HClO (debole)
dà idrolisi pH > 7
EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA
AD OGGI:
• Definizione ACIDO e BASE
• Definizione ACIDO (BASE) FORTE e DEBOLE
• Definizione del pH
• Calcolo del pH di soluzioni di ACIDI (BASI)
FORTI
• Calcolo del pH di soluzioni di ACIDI (BASI)
DEBOLI
• Calcolo del pH di soluzioni di Sali (Idrolisi)
Acidi e basi poliprotici
Acido poliprotico = acido che ha la possibilità di cedere
più di uno ione H+.
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+
Ka = 7.5 x 10-3
H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+
Ka = 6.0 x 10-8
HPO42- + H2O PO43- + H3O+
Ka = 4.4 x 10-13
Le soluzioni di acidi deboli poliprotici possono essere
trattate considerando solo la prima dissociazione:
a) la costante di prima dissociazione è sempre maggiore
delle successive.
b) Le dissociazioni successive alla prima sono
ulteriormente sfavorite dal fatto che la soluzione è già
acida.
Idrolisi di sali
Ioni del tipo HS-, HCO3-, HSO3- (derivanti dalla
dissociazione di un sale) in acqua si comportano
contemporaneamente da acido e base entrambi deboli.
HCO3- + H2O = H2CO3 + OH-
Kb2 = 2.24 x 10-8
HCO3- + H2O = H3O+ + CO32-
Ka2 = 4.68 x 10-11
Poiché Kb2 >> Ka2 la reazione basica avverrà in misura
maggiore della reazione acida.
Il pH della soluzione >7. Per quanto riguarda il calcolo
del pH non è possibile trascurare l’equilibrio con K
minore.
[H3O+] = (Ka1 Ka2)1/2 = 4.57 x 10-9
pH= 8.34
EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA
Calcolo del pH di soluzioni di ACIDI + BASI ?
1) Acido Forte + Base Forte
2) Acido Debole + Base Forte
Base Debole + Acido Forte
3) Acido Debole + Base Debole (Non trattiamo)
4) Acidi poliprotici + Basi
Neutralizzazione
La reazione tra un acido ed una base si dice
reazione di neutralizzazione:
H3O+ + OH-
2H2O
K=1/Kw=1014
Gli ioni reagiscono in modo quantitativo formando
acqua.
Il pH della soluzione dipende dalle quantità relative
di acido e base.
A 25 mL di una soluzione 0.0105M di HClO4 sono
aggiunti 15 mL di una soluzione 0.110M di NaOH.
Calcolare il pH della soluzione risultante.
n(H3O+) = n(HClO4) = 0.025*0.0105 mol= 2.62*10-4 mol
n(OH-) = n(NaOH) = 0.015*0.110 mol= 1.65*10-3 mol
H3O+ +
OH=
2H2O
2.62*10-4 1.65*10-3
1.39*10-3
Vtot = (25+15) mL = 40 mL
[OH-] = 1.39*10-3 mol/0.040 L = 0.035 M
pOH = 1.46
pH=12.54
Mescolando una soluzione di acido forte ed una di base
forte, il pH dipende da quale dei due è in eccesso.
Titolazioni acido-base
Consiste nel determinare la concentrazione incognita
di una soluzione di un acido (o di una base) mediante
l’aggiunta di una soluzione a titolo noto di una base (o
di un acido) sfruttando la reazione acido-base:
H3O+ + OH- = H2O
buretta
V noto
titolo noto
“TITOLANTE”
[?]
titolo incognito
“TITOLANDO”
V noto
Ad un volume noto delle soluzione
da titolare (cioè quella a
concentrazione incognita) viene
aggiunto un volume (misurato con
una buretta) della soluzione a
titolo noto sufficiente a reagire
esattamente e completamente con
il reagente della soluzione a titolo
incognito.
Titolazioni acido-base
Al punto equivalente, le moli di titolante uguagliano
quelle della sostanza da titolare:
MAVA = MBVB
Titolando acidi forti con basi forti o viceversa, al
punto equivalente avremo che n(H3O+)=n(OH-).
Il punto equivalente corrisponde ad una soluzione
neutra.
In una reazione acido-base il procedere della
reazione può essere monitorato seguendo la
variazione del pH in funzione del volume di titolante
aggiunto.
Titolazione ipotetica di una
soluzione di HCl=0.1 M con una
soluzione di NaOH 0.1 M.
Preleviamo in una beuta 50mL
di soluzione di HCl=0.1 M
Titoliamo la soluzione
aggiungendo volumi noti di una
soluzione di NaOH 0.1 M.
+ 20 mL
+ 40 mL
….
+ 45 mL
…
+ 49 mL
+ 50 mL
+ 51 mL
+ 60 mL
(2.010-3 mol)
pH iniziale = 1.0
[H3O+]= (5.010-3- 2.010-3)mol/0.070 L=0.043 M
pH=1.37
[H3O+]= 1.010-3mol/0.090 L=0.0111 M
pH=1.95
[H3O+]= 0.510-3mol/0.095 L=0.00526 M
pH=2.28
[H3O+]= 1.010-4 mol/0.099 L=0.00101 M
pH=2.99
[H3O+]= 1.010-7 M
pH=7.0
[OH-]= 1.010-4 /0.101= 9.910-4
pH=11.0
[OH-]= 1.010-3 /0.110= 9.110-3
pH=12.0
Misura del pH: Indicatori di pH
Gli indicatori di pH sono acidi deboli (HIn) che hanno colore diverso
a seconda che siano dissociati (In-) o indissociati (HIn)
Prendono questo nome perché, se aggiunti ad una soluzione
acquosa, il colore che assumono ci può dare un’ indicazione sul
pH della soluzione.
HIn + H2O =
In-
+ H3
O+
[H3O+ ] [In-]
KIn =
[HIn]
[HIn]
1) Se 10 prevale il colore di HIn
[In-]
[HIn]
2) Se 0.1 prevale il colore di In[In-]
HIn + H2O = In- + H3O+
[HIn]
1) Se 10
[In-]
prevale il colore di HIn
[H3O+ ] [In-]
[HIn] [H3O+ ]
KIn = ; = 10
[HIn]
[In-]
KIn
log [H3O+ ] – log KIn 1
cioè
–pH + pKIn 1 o pH pKIn-1
Se pH pKIn-1 allora la soluzione assume il colore di HIn.
[HIn]
2) Se 0.1
[In-]
prevale il colore di In-
[H3O+ ] [In-]
[HIn] [H3O+ ]
KIn = ; = 0.1
[HIn]
[In-]
KIn
log [H3O+ ] – log KIn -1 cioè
–pH + pKIn -1 o pH pKIn+1
Se pH pKIn+1 allora la soluzione assume il colore di In-.
Per intervalli di pH compresi tra pKIn-1 e pKIn+1 il colore sarà
intermedio tra quello di HIn e quello di In-.
L’ intervallo di pH pari a pKIn-1 pH pKIn+1 in cui avviene il
cambio di colore dell’ indicatore è detto intervallo di viraggio
dell’indicatore
Campo di viraggio : pKIn-1 pH pKIn+1
Ordine di grandezza : 2 unità di pH
Alcuni indicatori e loro intervallo di viraggio
indicatore
intervallo di pH
colori
Blu timolo
1.2-2.8
rosso-giallo
Arancio metile
3.2-4.4
arancio-giallo
Rosso metile
4.8-6.0
rosso-giallo
Tornasole
5.8-8.0
rosso-blu
Blu bromotimolo
6.0-7.6
giallo-blu
Rosso cresolo
7.0-8.8
giallo-rosso
Fenolftaleina
8.3-10.0
incolore-fucsia
Giallo alizarina
10.1-12.0
giallo-rosso
Il pH-metro
•Il pH-metro misura il
pH di una soluzione
usando un elettrodo
che risponde alla
concentrazione di H+.
•L’elettrodo produce un
voltaggio proporzionale
alla conc. di H+.
•Il voltaggio viene
convertito in misura di
pH su un display.
Deve essere calibrato prima
dell’uso utilizzando soluzioni
standard a pH noto.
Nel giro di poche gocce di
base, il pH compie un salto di
più di 7 unità.
• Prima del punto equivalente il pH e’ determinato dalla concentrazione di
acido che non ha ancora reagito
• Al punto equivalente il pH = 7.0
• Dopo il punto equivalente il pH e’ determinato dall’eccesso di base
L’uso in un indicatore che viri tra 4 e 10 consente di arrestare la
titolazione (punto finale) commettendo un errore piccolissimo.
Infatti:
VB (finale) – VB (equival.) 1.2 gocce (0.05 mL)
Ciò consente di calcolare la CA con estrema precisione.
Sperimentalmente…usando un pHmetro
Curva di titolazione a.f.monoprotico-b.f. monobasica.
Ma
0.1
V titolante in ml
0
5
10
15
20
25
30
35
40
45
47.5
48
48.5
49
49.5
49.95
49.995
49.9995
50
50.0005
50.005
50.05
50.5
51
51.5
52
52.5
55
60
65
70
75
80
85
100
Va
100
Mb
0.2
pH
1
1.07
1.14
1.22
1.30
1.40
1.51
1.65
1.85
2.16
2.47
2.57
2.69
2.87
3.17
4.18
5.18
6.17
7.00
7.83
8.82
9.82
10.82
11.12
11.30
11.42
11.52
11.81
12.10
12.26
12.37
12.46
12.52
12.58
12.70
Calcolo del pH con un volume qualunque di titolante
V titolante
pH
50
7.00
V equivalenza
50
Sperimentalmente…usando l’opportuno
indicatore…
Al punto di viraggio (punto equivalente):
[A] = VB [B]/VA
Acido debole (CH3COOH) + base forte
•Il pH iniziale e’ > che nel
caso dell’acido forte
• Per concentrazioni
confrontabili di
CH3COOH e CH3COO- si
ha una soluzione tampone
• Al punto equivalente tutto il CH3COOH si e’ trasformato in
CH3COO-. Il pH del punto equivalente e’ quindi determinato
dalla reazione di idrolisi dell’acetato in acqua (in questo caso
pH = 8.8, ed in generale diverso da 7).
• Dopo il punto equivalente la situazione e’ analoga a quella di un
acido forte e il pH e’ determinato dall’eccesso di base forte.
