EQUILIBRI IN FASE EQUILIBRI IN FASE ACQUOSAACQUOSA
Reazioni Acido-Base
Reazioni acidoReazioni acido--basebase
• Quando si parla di reazioni di equilibrio dei composti inorganici, una considerazione particolare viene rivolta alle reazioni di equilibrio che si svolgono in soluzione acquosa, in quanto l’acqua è uno dei migliori solventi per i composti ionici o covalenti polari come molti composti inorganici.
• Inoltre spesso gli equilibri in fase acquosa riguardano reazioni acidoreazioni acido--basebase.
Acidi e BasiAcidi e Basi
• I concetti di acido e base sono stati usati fin dagli albori della chimica.
• La prima definizione di acido e di base risale infatti al secolo scorso e solo dopo circa quarant'anni queste sostanze sono state descritte nel modo in cui vengono considerate oggi.
ACIDI E BASIACIDI E BASI
Definizione di acido e di base secondo Arrhénius (1887)
Teoria acido-base di Lowry-Brönsted (1923)
ARRHARRHÉÉNIUSNIUS
HA H+ + A-
BOH B+ + OH-
ACIDOACIDO: una sostanza in grado di fornire protoni H
BASEBASE: una sostanza in grado di fornire ioni OH
LimitiLimiti
• Non viene data la giusta importanza al mezzo in cui la dissociazione dell'acido o della base ha luogo.– L'acido cloridrico, che in acqua si comporta da
acido, in cicloesano non è per nulla dissociato per dare ioni H .
• Il protone è una specie che non può esistere isolata in quanto è costituita da un atomo senza elettroni.
LowryLowry--BrBröönstednsted
L' ACIDOACIDO è una sostanza in grado di donare un protone H ad una specie denominata BASEBASE in
grado di accettarlo;
HAHA + :B + :B ⇄⇄ BBHH++ + + AA--
Acido Acido Base Base
La presenza di una specie che accetti il protone nel caso in cui un acido lo ceda, viene resa necessaria
dal fatto che il protone, come già detto, non può esistere isolato.
Acido in acquaAcido in acqua
L' ACIDO (HA)ACIDO (HA) in acqua dona un protone Hall’acqua che funziona come BASEBASE
HA + HA + HH22O:O: ⇄⇄ HH33OO++ + A+ A--
Acido Acido Base Base
In questo caso l’acqua è la specie che agisce da accettore di protoni attraverso la formazione di un
legame dativo a spese di una coppia di elettroni non condivisi sull'ossigeno formando H3O+.
LowryLowry--BrBröönstednsted
Conseguentemente la BASEBASE sarà una sostanza in grado di accettare un protone H da una specie
denominata ACIDOACIDO in grado di cederlo;
HA + HA + :B:B ⇄⇄ BBHH++ + A+ A--
Acido Acido Base Base
Base in acquaBase in acqua
La BASE (:B)BASE (:B) in acqua accetta un protone Hceduto dall’acqua che ora funziona come ACIDOACIDO
In questo caso l’acqua è la specie che agisce da donatore di protoni generando degli ioni OH-
HH22OO + :B + :B ⇄⇄ BBHH++ + + OHOH--
AcidoAcido Base Base
LowryLowry--BrBröönstednsted
Se la reazione di trasferimento di un protone tra un acido e una base, anziché da sinistra verso destra viene
considerata da destra verso sinistra, sempre sulla base della teoria di Lowry-Brönsted possiamo dire che lo ione
::BHBH++ è un acidoacido in quanto è in grado di donare un protone allo ione A- che lo accetta formando la specie HA: in questo caso quindi AA-- si comporterà da basebase.
HA + :B HA + :B ⇄⇄ BBHH++ + A+ A--
Acido Base Acido Base Acido Base Acido Base
LowryLowry--BrBröönstednstedRiassumendo l’acido HA cede un protone e si trasforma nella basebase AA-- che viene detta coniugataconiugata dell’acidoacido HAHA
mentre la base :B accetta un protone e si trasforma nell’acidoacido BHBH++ che viene detto coniugatoconiugato della basebase :B:B.
E' sulla base di queste considerazioni che nasce il concetto di acido e base coniugatiacido e base coniugati.
AcidoAcido11 BaseBase11HAHA + + :B:B ⇄⇄ BBHH++ + + AA--
BaseBase22 AcidoAcido22ConiugatiConiugati
ConiugatiConiugati
LowryLowry--BrBröönstednstedQualunque equilibrio di dissociazione acida sarà costituito da
due coppie acidodue coppie acido--base coniugatebase coniugateche si scambiano fra di loro un protone.
Un acido e una base coniugati differiscono tra di loro solamente per un protone.
HAHA è AA-- costituiscono una coppia ACIDOACIDO––BASEBASE coniugata
:B:B e BHBH++ costituiscono una coppia ACIDOACIDO––BASEBASE coniugata
AcidoAcido11 BaseBase11HAHA + + :B:B ⇄⇄ BBHH++ + + AA--
BaseBase22 AcidoAcido22ConiugatiConiugati
ConiugatiConiugati
Importanza del mezzoImportanza del mezzo
L'acido acetico in acqua si dissocia perché questa è in grado di accettarlo; in cicloesano non si dissocia perché il protone non
ha la possibilità di essere legato dal cicloesano.
AcidoAcido11 BaseBase11HHA + :B A + :B ⇄⇄ BBHH++ + A+ A--
BaseBase22 AcidoAcido22ConiugatiConiugati
ConiugatiConiugati
Il concetto della donazione di un protone a qualche cosa che èin grado di accettarlo mette bene in evidenza come il protone,
come particella a sé stante, non possa esistere. Infatti il protone o rimane legato all'anione A- o viene legato
dalla base :B.
AcquaAcquaAbbiamo visto come l’acqua possa funzionare da
BASEBASE in presenza di un acido
o da ACIDOACIDO in presenza di una base
HA + HA + HH22O:O: ⇄⇄ HH33OO++ + A+ A--
Acido Acido Base Base
HH22OO + :B + :B ⇄⇄ BBHH++ + + OHOH--
AcidoAcido Base Base
AcquaAcquaL’acido coniugatoacido coniugato della base acqua è HH33OO++
La base coniugatabase coniugata dell’acido acqua è OHOH--
HA + HHA + H22O O ⇄⇄ HH33OO+ + + A+ A--
BaseBase22 AcidoAcido22ConiugatiConiugati
AcidoAcido11 BaseBase11HH22O + :B O + :B ⇄⇄ BBHH++ ++ OHOH--
ConiugatiConiugati
ComportamentoComportamento
• Le definizioni di acido e di base della teoria di Lowry-Brönsted introducono eccellentemente il concetto di comportamento acido o basico di una determinata sostanza.
• Non possiamo infatti dire che una sostanza “è” un acido o una base ma dovremo dire che essa “si comporta” da acido o da base nei confronti di un’altra sostanza.
L'acquaL'acqua
+ H 2 O O H - H + H O 3
+ H + -
base acido
Le sostanze che possono comportarsi sia da acidi che da basi sono detti ANFOLITIANFOLITI.
L’acqua è quindi una sostanza che può comportarsi sia da acido che da base.
L'acquaL'acquaIl fatto che l’acqua possa comportarsi sia da acido che da base, comporta anche che nell’acqua pura
possa esistere un equilibrio acido-base tra le stesse molecole di acqua.
Due molecole di acqua potranno infatti interagire tra di loro, funzionando una da acido e l’altra da base.
In questo modo si avrà la seguente reazione di equilibrio che mostra come in acqua siano sempre
presenti una certa quantità di ioni H3O+ ed una certa quantità di ioni OH-.
H2O + H2O H3O+ + HO-
AutoprotolisiAutoprotolisi
H2O + H2O H3O+ + HO-
[ ][ ]2
+ -3
c(H O)2 2
H O HOK =
H O H O
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦
2
+ - -143 w H OH O HO = 10 = K = K⎡ ⎤ ⎡ ⎤
⎣ ⎦ ⎣ ⎦ KKww
OHeH3O.movOHeH3O.mov
Poiché la Kw è una costante essa non varia al variare della concentrazione di H3O o di OH o di qualsiasi altra specie presente in soluzione. Ad esempio se si introduce in acqua dell’acido questo cede un protone all’acqua aumentando la concentrazione di ioni H3O :
come conseguenza perché la Kw rimanga costante deve diminuire la quantità di ioni OH presenti in
soluzione.
La misura della concentrazione degli ioni HLa misura della concentrazione degli ioni H33OO in in acqua saracqua saràà quindi un ottimo metodo per quindi un ottimo metodo per
misurare lmisurare l’’aciditaciditàà di una specie in soluzione di una specie in soluzione acquosa.acquosa.
2
+ - -143 w H OH O HO = 10 = K = K⎡ ⎤ ⎡ ⎤
⎣ ⎦ ⎣ ⎦
Soluzioni acide, basiche e neutreSoluzioni acide, basiche e neutre
Soluzione acidaSoluzione acida Soluzione basicaSoluzione basica
Soluzione neutraSoluzione neutra
+ - -143 wH O HO = K = 10⎡ ⎤ ⎡ ⎤
⎣ ⎦ ⎣ ⎦
+ - -73H O = HO = 10⎡ ⎤ ⎡ ⎤
⎣ ⎦ ⎣ ⎦
+ -3
+ -73
- -7
H O > HO
H O > 10
HO < 10
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦
- +3
- -7
+ -73
HO > H O
HO > 10
H O < 10
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦
In acqua pura In acqua pura + Base+ Base+ Acido+ Acido
Il pH e la convenzione di Il pH e la convenzione di SorensenSorensen
pH = - log10 H3O+
Poiché:
p (operatore matematico) = (-log10)
< < H3O+ 10-141 HO- = 10-14 H3O+
Soluzione acidaSoluzione acida Soluzione basicaSoluzione basicaSoluzione neutraSoluzione neutra
- +3
+ -73
Se OH < H O
1 > H O > 10
0 < pH < 7
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦
- +3
-7 + -143
Se OH > H O
10 > H O > 10
7 < pH < 14
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦
⎡ ⎤⎣ ⎦
- +3
+ -73
Se OH H O
H O 10
pH 7
⎡ ⎤ ⎡ ⎤≈⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤ ≈⎣ ⎦
≈
Scala del pHScala del pH
basiacidi1470
Uso dell'operatore Uso dell'operatore pp
pOH = - log OH-
- log H3O+ - log OH- = 14
pH + pOH = 14
Se applichiamo l'operatore pp all'equazione della Kwsi ottiene:
- log H3O+ - log OH- = - log Kw
W WpK = - logK = 14
FORZA DI ACIDI E BASIFORZA DI ACIDI E BASI
Acidi e Basi FortiAcidi e Basi Forti
Un acido o una base si dicono FORTIFORTI in acqua, quando reagiscono in maniera
completa con essa
HA + H2O H3O+ + A-
B: + H2O OH- + BH+
IonizzzioneAcidoForte.exeIonizzzioneAcidoForte.exe
Un acido o una base si dicono DEBOLIDEBOLI quando in acqua danno origine ad una reazione di equilibrio.
Acidi e Basi DeboliAcidi e Basi Deboli
HA + H2O H3O+ + A-
B: + H2O OH- + BH+
Quanto piQuanto piùù èè debole un acido tanto meno sardebole un acido tanto meno sarààdebole la sua base coniugatadebole la sua base coniugata
e viceversa.e viceversa.
coniugati acidobaseconiugati baseacido
HA + H2O H3O+ + A-
IonizzzioneAcidoDebole.exeIonizzzioneAcidoDebole.exe
Dipendenza dal solventeDipendenza dal solvente
Un acido forte in acqua potrebbe non esserlo in un altro solvente.
HClOHClO44 > HI > HI ⇄⇄> > HBrHBr > H> H22SOSO44 > > HClHCl > HNO> HNO33
→4 2 4 3HClO + H O ClO + H O
=4 3 4 3 2HClO + CH COOH ClO + CH COOH
Costanti di dissociazioneCostanti di dissociazioneKKaa
Ka(HA) = HA
H3O+ A-
HA + H2O H3O+ + A-
Ka pKa
HSO4 + H2O = H3O + SO42 1.26 × 10 2 1.90
H3PO4 + H2O = H3O + H2PO4 7.5 × 10 3 2.12
HF + H2O = H3O + F 6.75 × 10 4 3.17
HNO2 + H2O = H3O + NO2 5.1 × 10 4 3.29
CH3COOH + H2O = H3O + CH3COO 1.75 × 10 5 4.76
H2CO3 + H2O = H3O + HCO3 4.5 × 10 7 6.35
H2S + H2O = H3O + HS 1.0 × 10 7 7.00
HClO + H2O = H3O + ClO 2.95 × 10 8 7.53
NH4 + H2O = H3O + NH3 5.6 × 10 10 9.25
HCN + H2O = H3O + CN 4.8 × 10 10 9.32
HIO + H2O = H3O + IO 5 × 10 13 12.3
Costanti di dissociazioneCostanti di dissociazioneKKbb
B: + H2O OH- + BH+
BH+ OH-
B:Kb(B:) =
Costanti di dissociazioneCostanti di dissociazioneKKbb
Kb pKb CN + H2O = OH + HCN 2.08 × 10 5 4.68
NH3 + H2O = OH + NH4 1.79 × 10 5 4.75
HS + H2O = OH + H2S 1.0 × 10 7 7.00
CH3COO + H2O = OH + CH3COOH 5.71 × 10 10 9.24
NO2 + H2O = OH + HNO2 1.96 × 10 11 10.71
F + H2O = OH + HF 1.48 × 10 11 10.83
H2PO4 + H2O = OH + H3PO4 1.33 × 10 12 11.88
SO42 + H2O = OH + HSO4 7.94 × 10 13 12.10
HA + H2O H3O+ + A-
Ka(HA) = HA
H3O+ A-
Kb(A-) = A-
HA OH-
HA OH-
A-Kb(A-) =
H3O+ A-
HAKa(HA) . . = H3O+ OH-
A- + H2O HA + OH- Forza di acidi e basiForza di acidi e basi
La conoscenza dei valori della Ka di acidi e della Kb di basi, ci da la possibilità di
verificare a priori come possono avvenire certe reazioni di scambio o di salificazione.
-18 -16a
- -3 3 2
K = 10 10
CH OH + OH = CH O + H O
IAcidiFortiDeboli.movIAcidiFortiDeboli.mov
Forza di acidi e basiForza di acidi e basi
-5 -8a
- -3 3 3 2 3
K = 10 10
CH COOH + HCO CH COO + H CO=
-10 -8a
- -3 2 3
K = 10 10
HCN + HCO CN + H CO=
Acidi Acidi poliproticipoliprotici
2 3HCl + H O Cl + H O→
22 4 2 4 3H SO + 2H O SO + 2H O→
33 4 2 4 3H PO + 3H O PO + 3H O→
Acidi Acidi PoliproticiPoliprotici
HH33POPO44 + H+ H22O O ⇄⇄ HH33OO+ + + H+ H22POPO44-- KA1 = 7.5 x 10-3 M
HH22POPO44-- + H+ H22O O ⇄⇄ HH33OO+ + + HPO+ HPO44
--22 KA2 = 6.2 x 10-8 M
HPOHPO44--22 + H+ H22O O ⇄⇄ HH33OO+ + + PO+ PO44
--33 KA3 = 4.8 x 10-13 M
Basi Basi poliprotichepoliprotiche
2 2NaOH + H O Na (H O) + OH→
22 2 acqCa(OH) + 2H O Ca + 2OH→
33 2 acqAl(OH) + 3H O Al + 3OH→
pH di soluzioni acide e pH di soluzioni acide e basichebasiche
L’acido quindi reagirà completamente con l’acqua per dare una quantità equivalente di ioni A- e H3O per cui la concentrazione degli ioni H3O presenti in soluzione saràuguale alla concentrazione di HA che abbiamo sciolto in acqua (CA).
Acidi fortiAcidi forti
HAHA + H+ H22OO →→ HH33OO++ + A+ A--
Inizio CCAA 1010--77 //Fine / / CCAA CCAA
Quando introduciamo in acqua una certa quantità di un acido forte in modo che la sua concentrazione sia CAprima che esso interagisca con l’acqua la concentrazione di H3O in soluzione sarà 10-7 M a causa dell’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua.
Acidi fortiAcidi forti
A questo punto la reazione di autoprotolisi dell’acqua si riequilibrerà in modo da soddisfare la Kw ma la quantità di H3O che reagirà con gli OH- per riformare l’acqua saràtrascurabile rispetto a CA se CA è > 10-6, per cui avremo che:
[H[H33OO++] = C] = CAA pH = pH = --logClogCAA
2 H2 H22O O ⇇⇇ HH33OO++ + OH+ OH--
EserciziEsercizi
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido cloridrico 0.15 M.
• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di acido nitrico che ha un pH = 1.9.
Acido ForteAcido Forte
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di HCl preparata sciogliendo 1 l di HCl gassoso misurati a condizioni normali in 500 ml di soluzione.
Acido ForteAcido Forte
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido nitrico preparata sciogliendo 0.35 g di acido in 2 litri di soluzione.
La base quindi reagirà completamente con l’acqua per dare una quantità equivalente di ioni OH- e BH+ per cui la concentrazione degli ioni OH- presenti in soluzione saràuguale alla concentrazione di :B che abbiamo sciolto in acqua (CB).
Basi fortiBasi forti
:B:B + H+ H22OO →→ BBHH++ + OH+ OH--
Inizio CCBB // 1010--77
Fine / / CCB B CCBB
Quando introduciamo in acqua una certa quantità di una base forte in modo che la sua concetrazione sia CB prima che esso interagisca con l’acqua la concentrazione di OH-
in soluzione sarà 10-7 M a causa dell’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua.
Basi fortiBasi forti
A questo punto la reazione di autoprotolisi dell’acqua si riequilibrerà in modo da soddisfare la Kw ma la quantità di OH- che reagirà con gli H3O+ per riformare l’acqua saràtrascurabile rispetto a CB se CB è > 10-6, per cui avremo che:
[OH[OH--] = C] = CBB pOHpOH = = --logClogCBB pH = 14 pH = 14 -- pOHpOH
2 H2 H22O O ⇇⇇ HH33OO++ + OH+ OH--
EserciziEsercizi
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di idrossido di sodio 0.08 M.
• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di idrossido di potassio che ha un pH = 13.1.
Base forteBase forte
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di KOH preparata sciogliendo 0.5 g di idrossido in 250 ml di soluzione.
• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di NaOH che ha pH 12.5.
L’acido reagisce con l’acqua fino a raggiungere la condizione di equilibrio. La quantità di acido che reagisce non si conosce e quindi viene chiamata x.
Acidi deboliAcidi deboli
Introducendo le concentrazioni delle specie all’equilibrio scritte in funzione di x nella KA si può ricavare il valore di x.
HAHA + H+ H22OO ⇆⇆ HH33OO++ + A+ A--
Inizio CCAA 1010--77 //Equilibrio CCAA -- x x xx xx
⋅A
A
x xK = C - x[ ]
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦3
A(HA)
H O AK =
HA
2
AA
xK = C - x
Acidi deboliAcidi deboli
Dalla risoluzione dell’equazione di secondo grado in x si ricava il valore di x (uno dei due risultati è sempre impossibile) che è anche = [H3O+]
e quindi il pHpH
A2
A AK -x + K Cx = 0
⎡ ⎤⎣ ⎦
2+
3A A A A- + 4
x = K K + K
H O C
=2
Acidi deboliAcidi deboli
Se la concentrazione iniziale dell’acido è sufficientemente grande e la KA abbastanza piccola, il che indica che l’acido non reagisce molto con l’acqua (CA > 100 KA), x sarà molto più piccola rispetto a CA e potremo trascurare la x al denominatore. La relazione diventerà:
HAHA + H+ H22OO ⇆⇆ HH33OO++ + A+ A--
Inizio CCAA 1010--77 //Equilibrio CCAA --x x xx xx
x- C xx = K
AA
⋅
A
2
A Cx = K
⎡ ⎤⎣ ⎦+
3 A Ax = H O = K C
E poiché x = [H3O+] si ricava [H3O+] e quindi il pHpH
EserciziEsercizi
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido ipocloroso 0.05 M sapendo che la sua KA = 2.95 x 10-8 M.
• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di acido acetico che ha un pH = 3 sapendo che la KAdell’acido è 1.75 x 10-5 M.
La base reagisce con l’acqua fino a raggiungere la condizione di equilibrio. La quantità di base che reagisce non si conosce e quindi viene chiamata x.
Basi deboliBasi deboli
Introducendo le concentrazioni delle specie all’equilibrio scritte in funzione di x nella KB si può ricavare il valore di x.
:B:B + H+ H22OO ⇆⇆ BBHH++ + OH+ OH--
Inizio CCBB // 1010--77
Equilibrio CCBB --x x xx xx
x- C xx = K
BB
⋅
[ ]
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦
B(:B)
BH OHK =
:B
2
BB
xK = C - x
Basi deboliBasi deboli
Dalla risoluzione dell’equazione di secondo grado in x si ricava il valore di x (uno dei due risultati è sempre impossibile) che è anche = [OH-]
e quindi il pHpH
⎡ ⎤⎣ ⎦
B B- B B2- + 4
x = OH =K K + K C
2
B2
B BK -x + K Cx = 0
Basi deboliBasi deboli
Se la concentrazione iniziale della base è sufficientemente grande e la KB abbastanza piccola, il che indica che la base non reagisce molto con l’acqua (CB > 100 KB), x saràmolto più piccola rispetto a CB e potremo trascurare la x al denominatore. La relazione diventa:
x- C xx = K
BB
⋅
B
2
B Cx = K E poiché x = [OH-] si ricava [OH-] e
quindi il pOHpOH ed il pHpH
:B:B + H+ H22OO ⇆⇆ BBHH++ + OH+ OH--
Inizio CCBB // 1010--77
Equilibrio CCBB --x x xx xx
⎡ ⎤⎣ ⎦-
B Bx = OH = K C
EserciziEsercizi
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di ammoniaca 0.075 M sapendo che la sua KB = 1.75 x 10-5 M.
• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di ammoniaca che ha un pH = 10.5 sapendo che la KBdella base è 1.75 x 10-5 M.
IdrolisiIdrolisi
Reazioni di sali solubili in acqua
IdrolisiIdrolisi
• La concentrazione di ioni [H3O+] e di ioni [OH-] presente nell’acqua pura è uguale a 10-7 moli/litro.
• Se vengono disciolti in acqua determinati sali, tale valore può venire alterato in maniera analoga a quanto avviene per aggiunta di composti acidi o basici.
• Questo in quanto i sali sciogliendosi formano dei cationi e degli anioni che possono avere caratteristiche acide o basiche.
• Si definisce idrolisi idrolisi l'interazione di anioni o cationi, derivati da sali, con l'acqua.
Interazione con HInterazione con H22OO
Quando un sale solubile in acqua viene messo in soluzione acquosa, esso si dissocia negli ioni che lo costituiscono:
+ -(BH)A BH +A→
2 3BH H O B H O + ++ = + -2A H O HA OH −+ = +
Tali ioni possono interagire con l’acqua a seconda delle loro caratteristiche per stabilizzarsi: il catione potrà (se ne è in possesso) cedere un protone all’acqua per diventare neutro;
l’anione tenderà a strappare un protone all’acqua anch’esso per neutralizzarsi.
Interazione con HInterazione con H22OO
Tale interazione può avvenire solo se tali ioni posseggono una certa acidità o basicità e cioè non derivano dalla perdita o dall’acquisto di protoni da
parte di acidi o basi forti e quindi non sono coniugati di basi e acidi forti.
2 3debole deboleBH H O B H O+ ++ = +
-2debole deboleA H O HA OH−+ = +
non reattivo 2 3forteBH H O B H O+ ++ ≠ +
- -non reattivo 2 forteA + H O HA + OH≠
Interazione con HInterazione con H22OO
Ad esempio gli ioni Cl- e Na+ che derivano da un acido e una base forte non reagiscono con l’acqua.
OH B OH BH 3forte2reattivo non++ +≠+
OH HA OH A forte2-
reattivo non−+≠+
2Na + 2 H O →+3 NaOH + H O+←⎯⎯⎯
2Cl + H O →− HCl + OH−←⎯⎯⎯
Interazione con HInterazione con H22OO
2 3debole deboleBH H O B H O + ++ +
-2debole deboleA H O HA OH −+ +
++4 2 3 3NH + H O NH + H O
- -2ClO + H O HClO + OH
Mentre ClO- o NH4+ che derivano da un acido e da una base
debole possono interagire con l’acqua
Idrolisi acidaIdrolisi acida
−+ +→ reattivo nondebole ABH(BH)A
[ ]+
+3
(BH ) +
H O BK =
BH
⎡ ⎤⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦
+w
(BH )(B)
KK =K
OH B OH BH 3debole2debole++ +=+
OH HA OH A forte2-
reattivo non−+≠+
Idrolisi basicaIdrolisi basica
−+ +→ debolereattivo non ABH(BH)A
[ ]-
-
(A ) -
OH HAK =
A
⎡ ⎤⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦
-w
(A )(HA)
KK =K
OH HA OH A debole2-debole
−+=+
OH B OH BH 3forte2reattivo non++ +≠+
IdrolisiIdrolisi
−+ +→ deboledebole ABH(BH)A
Se K(BH+) > K(A-) Se K(BH+) ~ K(A-) Se K(BH+) < K(A-)
OH B OH BH 3debole2debole++ +=+
OH HA OH A debole2-debole
−+=+
Idrolisi acidaIdrolisi acida
BHABHA →→ BHBH++ + A+ A--
Inizio CCSS // //Fine / / CCS S CCSS
BHBH++ + H+ H22OO == HH33OO++ + BH+ BH--
Il sale solubile si dissocia completamente per dare una quantità equivalente di ioni BH+ e A-. Se l’anione èconiugato di un acido forte non reagisce con l’acqua. Il catione coniugato della base debole reagirà invece con l’acqua per dare una reazione di equilibrio.
Idrolisi acidaIdrolisi acida
Se la concentrazione iniziale del catione è sufficientemente grande e la KA(BH+) abbastanza piccola, il che indica che l’acido non reagisce molto con l’acqua (CS > 100 KA), x sarà molto più piccola rispetto a CS e potremo trascurare la x al denominatore. La relazione diventerà:
E poiché x = [H3O+] si ricava [H3O+] e quindi il pHpH
BHBH++ + H+ H22OO ⇆⇆ HH33OO++ + BH+ BH--
Inizio CCSS 1010--77 //Equilibrio CCSS -- x x xx xx
S
2
B(B)
w
Cx
KK
= [ ] SB(B)
w3 C
KKOHx == +
EserciziEsercizi
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di ipoclorito di sodio 0.03 M sapendo che la KA dell’acido ipocloroso è2.95 x 10-8 M.
• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di cloruro di ammonio che ha un pH = 5.2 sapendo che la KB dell’ammoniaca è 1.75 x 10-5 M.
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di bromuro di ammonio 0.06 M sapendo che la KB dell’ammoniaca è1.75 x 10-5 M.
• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di acetato di sodio che ha un pH = 9 sapendo che la KAdell’acido acetico è 1.75 x 10-5 M.
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