Acidi Basi e Sali
Le soluzioni della maggior parte dei sali sono
acide o basiche piuttosto che neutre.
Infatti, cationi e anioni possono agire da basi o
acidi
E’ possibile prevedere il pH di una soluzione di
un sale in acqua esaminando la costituzione
ionica del sale e, quindi, la capacità del
catione e dell’anione di comportarsi come
acido o come base nella reazione con l’acqua.
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1
Vi sono anioni che accettano un protone, in
quanto basi coniugate di acidi deboli (per
esempio lo ione acetato o lo ione cianuro)
CH3COO + H2O ⇆ CH3COOH + OH
CN- + H2O ⇆ HCN + OHQuindi una soluzione di acetato di o cianuro
di bario, ad esempio, avranno un pH
alcalino.
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2
Vi sono cationi, come lo ione ammonio,
che cedono un protone, in quanto acidi
coniugati di basi deboli.
+
+
NH4 + H2O ⇆ NH3 + H3O
Quindi una soluzione di acetato di
sodio,carbonato di magnesio o cianuro di
bario, ad esempio, avranno un pH acido.
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3
Vi sono anioni derivanti da acidi
poliprotici che possono comportarsi sia
da acidi che da basi.
Ad esempio, lo ione carbonato:
HCO3- + H2O ⇆CO32- + H3O+
Oppure
HCO3 + H2O ⇆ H2CO3 + H2O
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4
Esaminiamo i vari casi:
Sale costituito da anione di acido forte e
catione di acido forte dà una soluzione
neutra perché gli ioni che lo costituiscono
NON reagiscono con l’acqua.
NaCl in acqua si dissocia in Na+ e ClNa+ + H2O → nessuna reazione
-
Cl + H2O → nessuna reazione
Il pH rimane neutro
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5
Sale di un acido forte e di una base
debole dà una soluzione basica
NaCN in acqua si dissocia in Na+ e CNNa+ + H2O →nessuna reazione
CN + H2O ⇆ HCN + OH
-
-
Aumenta la concentrazione di ioni
ossidrile, quindi il pH diventa basico.
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6
Sale di un acido debole e di una base
forte dà una soluzione acida.
NH4Cl in acqua si dissocia in NH4+ e ClNH4+ + H2O ⇆ NH3 + H3O+
-
Cl + H2O → nessuna reazione
+
Aumenta la concentrazione di H3O
quindi il pH diventa acido.
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7
Sali di cationi debolmente acidi o di anioni
debolmente basici.
In questi casi, che sono pochi, entrambi gli ioni
reagiscono con l’acqua, quindi il pH della soluzione
dipende dalla forza relativa come acido o come
basi dei singoli ioni, che si può determinare
confrontando le loro costanti di equilibrio.
Un esempio è l’idrogenosolfato di ammonio.
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8
In acqua entrambi gli ioni reagiranno:
NH4+ + H2O ⇆ NH3 + H3O+
HS- + H2O ⇆ H2S + OHLa reazione che più è spostata a destra avrà
maggiore influenza sul pH, quindi dobbiamo
confrontare la Ka dello ione ammonio (10-10) con
la Kb (10-7) dello ione idrogenosolfato.
Poiché Kb > Ka la soluzione sarà basica.
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9
Esercizio 1
50ml di HCl 0,1M sono aggiunti a 800ml di NaOH a pH 12.
Calcolate il pH finale.
1.Scrivere la reazione tra HCl e NaOH,
2.calcolare le moli di acido e le moli di base,
3.dalle moli del reagente in eccesso (il rapporto di
reazione è di 1:1) sottrarre le moli del reagente in difetto.
4.Si trovano 3 millimoli di idrossido di sodio in eccesso
(non neutralizzate) in un volume di 850 ml.
5.Da questi valori ricalcoliamo il pH finale
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10
Esercizio 2
Calcolare il pH di una soluzione 0.020 M di
acido benzoico (C6H5CO2H)
-5
se Ka = 6.3 x 10 .
C6H5CO2H (aq) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + C6H5CO2-(aq)
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11
Tabella ICE
C6H5CO2H (aq) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + C6H5CO2-(aq)
Iniziale (M)
Variazione (M)
0.020
0
0
-x
+x
+x
x
x
Equilibrio (M) (0.020-x)
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12
[H3O+] = [ C6H5CO2-] = x
all'equilibrio
[C6H5CO2H] = conc. iniz acido - ac. che si ionizza
[C6H5CO2H] = [C6H5CO2H]0 -x= 0.020 – x
Ka= [H3O+] [ C6H5CO2-] / [C6H5CO2H]
6.3 X10-5 = (x)(x)/(0.020-x)= x2/0.020
x=0.0011M = [H3O+] = [ C6H5CO2-]
pH= 2.96
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13
Esercizio 3
L o ione carbonato CO32- ha kb1=2.1x10-4
-8
e kb2=2.4x10 . Quale è il pH di una
soluzione 0.10 M di Na2CO3?
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14
CO32- + H2O
⇆ HC3O- + HO-
Iniziale (M)
0.10
Variazione (M)
-x
+x
+x
Equilibrio (M)
(0.10-x)
x
x
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0
0
15
Kb1= [HCO3-] [ OH-] / [CO32-]
2.1 X10-4 = (x)(x)/(0.10-x)=x2/0.10
X= 4.6 x 10-3
pOH= 2.34
pH=14-2.34= 11.66
Verifichiamo se la conc di acido carbonico è tale
da influire sul pH
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16
Iniziale (M)
Variazione (M)
HCO3- + H2O ⇆ H2C3O + HO-
4.60 x10-3
-y
Equilibrio (M) (4.60 x10-3-y)
04.60 x10-3
+y
y
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+y
4.60 x10-3+y
17
Kb2= [H2CO3] [ OH-] / [HCO3-]
2.4 X10-8 = (y)(4.6x10-3)/(4.6x10-3)
[ OH-] = [HCO3-]
[H2CO3] = Kb2= 2.4 X10-8
Quindi tutto lo ione ossidrile proviene dal primo
equilibro
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18
Acidi e basi secondo Lewis
L’ultimo concetto di acido e base che
considereremo è dovuto al chimico e
fisico statunitense Gilbert Newton Lewis
che definì:
"una base qualsiasi sostanza che dona
una coppia di elettroni" ... "un acido
qualsiasi sostanza che acquista una
coppia di elettroni".
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19
Una definizione del genere espande molto
la classe di acidi, infatti molte molecole si
possono comportare come acidi di Lewis.
Sono acidi di Lewis molecole il cui atomo
centrale è carente di elettroni, essendo
circondato da meno di otto elettroni di
valenza, ad esempio composti covalenti del
boro e dell’alluminio come il trifloruro di boro
o il tricloruro di alluminio.
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20
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21
L’effetto dello ione in comune
E’ l’effetto provocato su un equilibrio per
aggiunta di uno ione “in comune” ad uno
già presente nell’equilibrio.
Un esempio per chiarire il concetto.
Consideriamo la reazione acido-base
dell’acido acetico in acqua:
CH3CO2H(aq) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + CH3CO2-(aq)
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22
Se ad una soluzione di acido acetico in acqua
aggiungiamo dell’acetato di sodio, lo ione
acetato sarà il cosiddetto "ione in comune".
Esso costituisce un perturbazione
dell’equilibrio e quindi l’equilibrio reagisce
opponendosi alla perturbazione (Le Chatelier),
ossia spostandosi verso i reagenti.
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23
In altre parole, la dissociazione dell’acido
acetico è limitata dalla presenza dello ione in
comune (sua base coniugata).
CH3CO2H(aq)+H2O(l)⇆H3O+(aq)+CH3CO2-(aq)
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Consideriamo una soluzione di acido
acetico in acqua 0,25 M.
Il pH di questa soluzione è 2.67
(calcolo il pH di una soluzione di un acido
debole).
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25
Vediamo cosa succede se aggiungiamo 0.10
moli di acetato di sodio.
L’acetato di sodio in acqua è dissociato nei
suoi ioni, ione sodio e ione acetato. Quest’
ultimo è lo ione in comune alla reazione di
dissociazione dell’acido acetico che provoca
lo spostamento dell’equilibrio verso sinistra.
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26
Quindi, rispetto alle concentrazioni iniziali,
diminuisce la concentrazione dell’acido acetico
ed aumenta quelle dello ione acetato.
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27
Anche in questo caso, possiamo calcolare la
concentrazione dello ione idronio dall’espressione
della costante di equilibrio
Possiamo considerare che il valore di x è
trascurabile, e quindi risolviamo in funzione della
concentrazione dello ione idronio che sarà uguale a
4,5 x 10-5, quindi il pH sarà 4,35.
L’aggiunta dello ione in comune provoca una minore
dissociazione dell’acido acetico.
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Soluzioni tampone
Una soluzione tampone è una soluzione che
mantiene costante il pH di una soluzione.
Il sangue è un esempio di soluzione tamponata.
Il pH del sangue umano è 7,4.
L’aggiunta di 0,010 moli per litro di acido o base
forte, porta ad una variazione di solo 0,1 unità.
In confronto, se la stessa quantità di acido viene
aggiunta ad acqua pura, il pH, da 7,00, diventa
2,00.
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29
Per realizzare una soluzione tampone è
necessaria:
* la presenza simultanea di un acido
debole e della sua base coniugata;
* oppure di una base debole e del suo
acido coniugato in quantità
approssimativamente uguali.
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30
ChimicaGenerale_lezione19
31
Come funziona un sistema
tampone?
Soluzione tampone: contemporanea presenza di
CH3COOH e CH3COONa
Se aggiungiamo una base forte:
CH3COOH + OH- ⇆ CH3COO- + H2O
Ka = 1,8 x 10-9
L’acido acetico reagisce con ogni ione idrossido
aggiunto. La reazione è completamente spostata a
destra; ciò significa che ogni ione idrossido aggiunto
viene completamente neutralizzato.
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32
Soluzione tampone: Contemporanea
presenza di CH3COOH e CH3COONa
Se aggiungiamo un acido forte:
CH3COO- + H3O+ ⇆ CH3COOH + H2O
ogni ione idronio aggiunto reagisce con
lo ione acetato presente nel tampone e
viene completamente neutralizzato.
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Capacità di un tampone
Nessun tampone ha capacità illimitata.
La capacità di un tampone è riferita alla
quantità di acido o di base che può
sopportare prima che il pH della
soluzione cambi di un’unità.
La capacità di un tampone dipende dalle
reali concentrazioni del suo acido e della
sua base coniugata.
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Preparazione di una soluzione tampone
Per preparare una soluzione tampone ad
un dato pH, l’acido scelto dovrà avere il
suo pKa compreso tra +/- 1 unità pH
rispetto al pH desiderato.
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Calcolare il pH di una soluzione tampone acido
acetico/acetato di sodio in cui la concentrazione di
acido è 0,700 M e quella del sale è 0,600 M.
Conoscendo l concentrazioni di acido, sale e Ka è
possibile calcolare la concentrazione di ione idronio.
1. Scrivere l’equazione bilanciata della reazione di
dissociazione dell’acido acetico.
2. Creare una tabella
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3. Scrivere l’espressione della costante di
equilibrio.
Il valore di x è molto piccolo rispetto alle
concentrazioni di acido e di sale, quindi
trascurabile. Quindi:
Ka =1,8x10-5 = [H3O+][CH3COO-]/
[CH3COOH]= x(0,600)/(0,700)
x =2,1x10-5M
pH = -log (2,1x10-5) = 4,68
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37
Reazioni in soluzione acquosa:
reazione di precipitazione
Le reazioni di precipitazione sono reazioni di
scambio che producono composti insolubili in
acqua, chiamati precipitati. I reagenti di tali
reazioni sono composti ionici solubili in acqua
Ogni volta che in una soluzione acquosa
sono presenti ioni che, insieme, possono
formare un solido insolubile, il composto
insolubile si forma velocemente sotto forma di
polvere finissima (precipitato).
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38
Tipicamente, una reazione di precipitazione
si forma quando si mescolano due soluzioni
di elettroliti forti solubili, una delle quali
contiene l'anione, e l'altra il catione del sale
insolubile che si viene a formare
(naturalmente questo non è l'unico modo
possibile per avere precipitazione).
NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq)
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39
Solubilità di Sali
Abbiamo definito la solubilità come la quantità
massima di sostanza che si scioglie in un dato
volume di solvente ad una certa temperatura.
Non tutti i composti ionici sono completamente
solubili, molti si sciolgono solo in piccola parte,
alcuni sono insolubili.
Come visto precedentemente, esistono delle
linee guida per capire se un composto è
completamente solubile in acqua o no.
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40
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41
Immaginiamo cosa avviene a livello
molecolare quando un solido ionico si
scioglie. Gli ioni vengono circondati da
molecole di acqua e passano in
soluzione. Alcuni di essi subiscono
collisioni casuali con il soluto non
disciolto e ricristallizzano.
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42
Finché la velocità di dissoluzione è
maggiore della velocità di
ricristallizzazione, la concentrazione di
ioni aumenta.
Alla fine, le due velocità si eguagliano e
si instaura un equilibrio tra il soluto solido
e quello disciolto (ioni idrati).
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43
Soluto (indisciolto) ⇆ soluto (in soluzione)
Questa soluzione è detta satura: contiene
la quantità massima di soluto disciolto ad
una data temperatura in presenza di soluto
indisciolto.
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44
Una soluzione contenente meno di
questa quantità è detta insatura.
Una soluzione contenente una quantità
maggiore è detta sovrassatura.
Come per tutti gli altri equilibri potremo,
quindi, scrivere la legge di azione di
massa con un quoziente di reazione Q
che, all’equilibrio, diventa costante K.
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45
Facciamo un esempio. Consideriamo
una soluzione satura di solfato di piombo
(II) in acqua:
PbSO4 (s) ⇆ Pb2+ (aq) + SO42-(aq)
Quindi, applicando la legge di azione di
massa, potremo scrivere
2+
2Q = [Pb ] x [SO4 ]/[PbSO4]
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Quando si raggiunge l’equilibrio Q diventa
costante, = K.
Poiché la concentrazione di PbSO4 è
anch’essa costante, perché concentrazione
di un solido, il suo valore viene inglobato
nella K che diventa Kps o costante prodotto
di solubilità Kps = [Pb2+]x[SO42-]
Per il solfato di piombo a 25 °C = 1,6 X 10
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-8
Il valore di Kps è una misura di quanto procede
verso destra il processo di dissoluzione all’equilibrio.
Possiamo usare questo valore per calcolare, quindi,
la solubilità molare (indicata con s) di un sale poco
solubile.
Consideriamo una soluzione satura di solfato di
piombo (II) in acqua:
PbSO4 (s) ⇆ Pb2+ (aq) + SO42-(aq)
Kps = [Pb2+]x[SO42-]
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48
Calcolare la solubilità in acqua del solfato di
piombo sapendo che la Kps =1,6 X 10-8
Costruiamo una tabella di reazione con
s = solubilità molare
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49
Sostituiamo nell’espressione del prodotto ionico
e risolviamo in funzione di s.
Kps = s x s,
quindi s =√1,6 X 10-8
Problema di verifica: calcolare la solubilità
molare di una soluzione di idrossido di calcio
sapendo che il Kps = 6,5 x 10-6
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L’effetto dello ione in comune
sulla solubilità
La presenza di uno ione in comune
diminuisce la solubilità di un sale poco
solubile, come è possibile prevedere il base
al principio di Le Chatelier.
Esaminiamo il caso di una soluzione satura
di cromato di piombo (II).
PbCrO4(s) ⇆ Pb2+ (aq) + CrO42-(aq)
2+
24
Kps = [Pb ]x[CrO ]= 2,3 x 10
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-13
51
Supponiamo di aggiungere cromato di sodio, un sale
solubile, alla soluzione satura di cromato di piombo.
Stiamo aggiungendo quindi uno ione in comune
all’equilibrio, che, quindi, si sposterà verso i reagenti.
La solubilità del cromato di piombo diminuisce.
Calcoliamo la solubilità molare del cromato di piombo
in acqua
Calcoliamo la solubilità molare dopo l’aggiunta di
0,1 M di cromato di sodio.
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52
Costruiamo una tabella di reazione con s =
solubilità molare dopo aggiunta di ione in
comune e sostituiamo nell’espressione del
prodotto ionico e risolviamo in funzione di s.
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Esercizi
1. Il pH di una soluzione acquosa di HNO3 è 0,30.
Calcolare la concentrazione molare dello ione
H3O+ nella soluzione. [R: 0,5 M]
2. 1,31 grammi di HClO4 sono sciolti in 250 cm3 di
acqua. Si calcoli la concentrazione molare
dello ione H3O+ e dello ione idrossido in soluzione.
[R: 5,21⋅10-2 M; 1,92⋅10-13]
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4. 0,5 litri di soluzione acquosa contengono disciolti
0,800 grammi di Ba(OH)2. Calcolare il pH della
soluzione e le concentrazioni di tutte le specie
presenti. [R: pH=12,27; [OH-]=1,87⋅10-2mol/l;
[Ba2+]=9,34⋅10-3mol/l ]
5. Calcolare il pH e le concentrazioni delle specie
presenti in una soluzione ottenuta miscelando
28,3 ml di una soluzione 2,30⋅10-2 M in HNO3 con
17,4 ml di una soluzione acquosa 3,10⋅10-2M in
HNO3. [R: pH=1,59; [NO3 -]=[H3O+]=2,60⋅10-2mol/l;
[OH-]=3,85⋅10-13mol/l]
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55
