Gli acidi e le basi
Secondo la teoria di
Arrhenius(1887):
Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni
idrogeno sono acide
HCl
H2O
H+ + Cl-
Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni
idrossido sono basiche
H2O
NaOH
Na+ + OH-
questa teoria limita le sostanze e la presenza di acqua come solvente, per cui
c’è la necessità di un modello più generale
Secondo la teoria di Brönsted-Lowry :
Un acido è una qualunque sostanza che è capace di donare
uno ione idrogeno (protone) ad un’altra sostanza in una
reazione chimica
Una base è una sostanza che accetta lo ione idrogeno
dall'acido
Questa definizione non è vincolata alla presenza del
solvente; una reazione acido-base può avvenire quindi in
un solvente qualunque, in assenza di solvente ed in
qualunque stato di aggregazione delle sostanze.
Esempi di reazione acido-base
secondo Brönsted- Lowry
HCl(gas) + H2O
H3O+
+ NH3
H2O
HCl(gas) + NH3(gas)
H3O+ + Cl-
NH4+ + H2O
NH4Cl(sol)
in assenza di solvente
Meccanismo molecolare
Cl
H+ O
H
Acido 1
Base 2
H  Cl
-
+ H O +
H
H
Base 1
Acido 2
Rottura del legame covalente fra H e un non metallo con
formazione di uno ione H+ che si lega alla base attraverso
una coppia di non legame della base stessa.
• un acido agisce come tale solo se è in presenza di una base
e viceversa (alcune danno autoprotolisi)
• dalla reazione tra un acido e una base si formano due
specie che hanno proprietà l’una di base e l’altra di acido
Un acido cedendo un protone si trasforma nella sua "base coniugata".
Una base acquistando un protone si trasforma nel suo "acido
coniugato". Tali specie costituiscono una "coppia coniugata" acidobase. Esempi di queste coppie possono essere HNO2 e NO2- o
HNO3 ed NO3-, oppure HCO3- e CO32- ed anche H2CO3 (cioè
CO2) e HCO3-, ma non H2CO3 e CO32-. Così, sono coppie
coniugate acido-base NH4+ e NH3 ed anche NH3 e NH2-, ma non
NH4+ e NH2-. Infine, sono importanti coppie coniugate acido-base
la H3O+, H2O e la H2O, OH-; a queste si può aggiungere la OH-,
O2-, ma ci renderemo conto in seguito che un equilibrio
coinvolgente queste due ultime specie non può stabilirsi
in soluzione acquosa, bensì solo in presenza di sostanze (basiche)
fuse. Gli esempi precedenti di coppie coniugate acido-base
chiariscono che alcune specie, come lo ione idrogenocarbonato,
l'acqua e l'ammoniaca, possono comportarsi da acido o da base, a
seconda della natura delle altre specie con le quali esse vengono
messe a confronto, mostrando il comportamento tipico delle specie
"anfiprotiche".
gli equilibri acido-base
se si vuole far reagire un acido con una base occorre sapere in
che senso è spostato l’equilibrio
la posizione di questo equilibrio dipenderà dalla forza acida e
dalla forza della base
la reazione sarà più spostata a dx tanto maggiore sarà la
tendenza dell’acido a cedere il protone e della base ad
accettarla
non potendo stabilire una forza assoluta di questa tendenza la
forza degli acidi e delle basi è riferita all’acqua. Prendendo in
considerazione la reazione di un qualunque acido o base con
l’acqua e scrivendo la sua costante di equilibrio, il suo valore
numerico mi dirà quanto la reazione è spostata a dx. Per cui
possiamo definire:
-costante acida
-costante basica
Gli equilibri acido-base: Ka, Kb
H3O+ + A-
HA + H2O
costante acida
A- + H2O
[ H3O+ ] [A- ]
Ka =
OH- + HA
costante basica
Kb =
[ HA ]
[ OH- ] [ HA ]
[A-]
prodotto ionico dell’acqua
Ka x Kb = [ H3O+ ] [ OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
la Ka e la Kb sono prese come misura
quantitativa della forza di un acido e di una base,
cioè della tendenza che essi hanno a cedere uno
ione H+ o ad acquistarlo
un valore di Ka o Kb>> 1 vuol dire che
l’equilibrio è spostato a dx: acido e basi forti
una valore piccolo di Ka o Kb (<10-4) vuol dire
che l’equilibrio è spostato a sinistra: acidi e basi
debolissimi
L’autoprotolisi dell’acqua
Il prodotto della concentrazione di OH- per quella dello
ione H3O+ in una qualunque soluzione acquosa è
costante a temperatura costante.
Esso corrisponde alla costante dell'equilibrio di
autoprotolisi dell'acqua che a 25°C è uguale a 1.0 x 10-14.
H2O + H2O
H3O+ + OH-
Kw = [ H3O+ ] [ OH-] = 1.0 x 10-14
prendiamo
HCN + H2O
H3O+ + CNe
CN- + H20
HCN + OHe scriviamo le relative Ka e Kb
il prodotto Ka·Kb è costante e uguale a Kw
per cui la forza acida di un acido è inversamente
proporzionale alla Kb della sua base coniugata e
viceversa
tramite Ka·Kb = Kw conoscendo il valore di una
costante si può calcolare l’altro
per come abbiamo definito Ka e Kb
quando questi sono > 1 sono completamente dissociati
prendiamo però la reazione CH3COOH e NH3
CH3COOH Ka=1,8·10-5
NH3 Kb=1,8 ·10-5
CH3COOH + NH3
CH3COO- + NH4+
[ NH  4 ][CH 3COO  ]
Keq 
[CH 3COOH ][ NH 3 ]
moltiplicando num e denominatore per [OH-] e ridistribuendo si
ottiene
Kb (NH ) · 1/Kb (CH COO-) = 3.2 · 104 valore che indica che la reazione è
spostata a dx, da cui si deduce che:
un acido reagisce effettivamente con una qualunque base che sia più
forte (Kb più grande) della sua base coniugata: quanto maggiore è la
differenza fra la Kb della base e quella della base coniugata
dell’acido, tanto più la reazione è spostata a dx
3
3
Da queste considerazioni segue un'utile regola pratica per valutare se una reazione
può avvenire oppure no: facendo riferimento alla tabella riportante i valori delle
costanti acide e basiche ordinati nel modo consueto, si può affermare che un acido
reagisce completamente o in maniera sostanziale con una base che compaia al di sotto
di esso nella tabella e sia quindi più forte della base coniugata dell'acido
stesso (ad esempio con un rapporto tra le Kb che non sia inferiore a ca.103).
Inversamente, una base reagisce con un acido sovrastante, cioè con un acido avente
Ka maggiore di quella dell'acido coniugato della base stessa. Si verifica così, ad
esempio, che HCl ovviamente reagisce con OH- (cioè con NaOH, ecc..), ma anche
che H2SO4 può "spostare l'acido carbonico" facendo svolgere CO2 dalla
soluzione di un carbonato, in quanto hanno decorso completo non solo le reazioni
H2SO4 + CO32HSO4- + HCO3- e H2SO4 + HCO3- HSO4- + CO2 + H2O, ma
anche le HSO4- + CO32- SO42- + HCO3- e HSO4- + HCO3- SO42- + CO2 + H2O
(si verifichi quanto affermato, considerando le posizioni relative di tutte queste specie
nella tabella).
Forza acida
HClO4
HI
HBr
HCl
HNO3
H3O+
HF
CH3COO
H
HCN
NH4+
H2O
Dissociati al 100% in
soluzione acquosa diluita
All’equilibrio, miscela di
molecole di acido non
ionizzato, base coniugata e
H3O+
Forza basica
Forza basica
trascurabile in
H2O
Reagisce
completamente con
H2O per formare OH-.
Non può esistere come
tale in soluzione
acquosa.
All’equilibrio,
miscela di
molecole di
base, acido
coniugato e
OH-
ClO4IBrClNO3-
H2O
FCH3COOCNNH3+
OHNH2-
livellamento della forza degli acidi e delle basi in acqua
prendiamo Na2O, LiH, NaNH2 se fatte reagire in acqua
queste danno tutte OH- e scrivendo le relative Keq troverei
valori molto grandi.
In realtà non ha senso valutare le costanti;
si dice perciò che la forza di queste basi è livellata a quella
dello ione OH- e non importa sapere la loro forza giacché se
la loro Kb>>1 in acqua daranno luogo a OH- in modo
quantitativo
lo stesso ragionamento si può fare per acidi fortissimi che in
acqua sono completamente dissociati e quindi in realtà
diventano soluzione acquose di ioni ossonio
per non avere l’equilibrio completamente spostato
Acidi e basi polifunzionali
Acido poliprotico = acido che ha la possibilità di cedere più di uno
ione H+. Danno tanti equilibri con l’acqua quanti sono i protoni
che può cedere
H3PO4 + H2O  H2PO4- + H3O+
Ka1 = 7.5 x 10-3
anfiprotiche
H2PO4- + H2O  HPO42- + H3O+
Ka2 = 6.0 x 10-8
HPO42- + H2O  PO43- + H3O+
Ka3 = 4.4 x 10-13
Vale sempre Ka1 > Ka2 > Ka3
Reazione complessiva:
H3PO4 + 3 H2O  PO43- + 3 H3O+
Keq = Ka1 x Ka2 x Ka3
Acidi e basi polifunzionali
Base poliacida = base che può accettare più di un protone:
PO43- + H2O  HPO42- + OHKb1 = 2.3 x 10-2
HPO42- + H2O  H2PO4- + OH-
Kb2 = 1.7 x 10-7
H2PO4- + H2O  H3PO4 + OH-
Kb3 = 1.3 x 10-12
Vale sempre Kb1 > Kb2 > Kb3
Reazione complessiva:
PO43- + 3 H2O  H3PO4 + 3 OH- Keq = Kb1 x Kb2 x Kb3
Sostanze anfiprotiche o anfoliti
Sostanze che possono comportarsi sia da acidi che da basi.
Es.
HPO42- + H2O  PO43- + H3O+
Ka = 4.4 x 10-13
HPO42- + H2O  H2PO4- + OH-
Kb = 1.7 x 10-7
Tuttavia: Kb > Ka e in H2O si comporta da base debole
H2PO4- + H2O  HPO42- + H3O+
Ka = 6.0 x 10-8
H2PO4- + H2O  H3PO4 + OH-
Kb = 1.3 x 10-12
Tuttavia: Ka > Kb e in H2O si comporta da acido debole
attenzione : per saper il numero di protoni che
un acido può cedere occorre conoscere la sua
formula di struttura
es H3PO3 e H3AsO3 e H3PO2
biprotico
triprotico
monoprotico
Il pH e la sua scala
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
in una soluzione neutra:
[H3O+] = [OH-] = 1,0·10-7 M
pH + pOH = pKw = 14
Soluzioni basiche
pH
basicità crescente
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
14 13 12 11 10 9 8 7
6
5
4
3
2
acidità crescente
Soluzioni acide
pH: indica l’acidità o alcalinità di una soluzione acquosa
1 0
pOH
[H3O+]=[OH-] = 10-7 M soluzione neutra
[H3O+]> 10-7 M > [OH-] soluzione acida
[H3O+]< 10-7 M < [OH-] soluzione basica o alcalina
Valori di pH generati dalla presenza in acqua di determinate sostanze
(anche non composti puri). Sarà utile per il seguito riflettere sul fatto che
i valori, od intervalli, di pH generati in acqua da sostanze come quelle
elencate, sono gli stessi, eventualmente assicurati dalla presenza di altri
composti o di soluzioni tampone in corrispondenza dei quali le sostanze
qui considerate possono effettivamente esistere come tali, senza subire
trasformazioni in processi acido-base. Questo concetto, per quanto
ovvio, è da tener presente e generalizzare: una specie acida o basica
esiste, nella forma (acida/basica) in cui essa è stata presentata, nello
stesso tipo di ambiente che essa è in grado di generare, se introdotta da
sola in acqua.
Il calcolo del pH:
acidi forti
Si calcoli il pH di una soluzione 0.100 M di HNO3
HNO3 è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia
completamente:
[H3O+] derivante dall’acido = CHNO3= 0.100 M
pH = -log 0.100 = 1
Il pH risultante è acido
Si calcolino il pH ed il pOH di una soluzione acquosa
1.00 x 10-4 M di HClO4
HClO4 è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia
completamente:
[H3O+] derivante dall’acido = CHClO4= 1.00 x 10-4 M
pH = -log 1.00 x 10-4 = 4
poiché [H3O+] [OH-] = 1.0 x 10-14 M risulta che:
[OH-] = 1.0 x 10-14/1.0 x 10-4 = 1.0 x 10-10 M
pOH = 10.0
Si noti che pH + pOH = pKw= 14
è possibile anche il calcolo inverso
Nel problema non si è tenuto conto del contributo degli ioni
H3O+ derivanti dalla dissociazione dell’H2O
Si verifica a posteriori che l’approssimazione fatta sia lecita:
dato che la [OH-] = 10-10 M deriva dalla dissociazione delle
molecole di H2O, la [H3O+] derivante dalla medesima dissociazione
sarà uguale, cioè pari a 10-10 M
Questa concentrazione è trascurabile rispetto alla concentrazione di
[H3O+] derivante dall’acido (10-4 M)
Si calcoli il pH di una soluzione 1.00 x 10-7 M di HClO4
HClO4 è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia
completamente:
CH3O+ derivante dall’acido = CHClO4= 1.00 x 10-7 M
Tale concentrazione è paragonabile alla dissociazione delle
molecole di H2O che quindi contribuirà al pH della soluzione:
[H3O+] = 1.00 x 10-7 + x
dove x è la concentrazione di H3O+ , e quindi anche di OH-,
derivante dalla dissociazione del solvente
quindi:
Kw = (1.00 x 10-7 + x) x = 1.0 x 10-14
x = 0.62 x 10-7 M
la concentrazione totale di [H3O+] = 1.62 x 10-7 M
pH = 6.79
Si noti che il pH è acido come atteso
Solo quando gli ioni H3O+ derivanti da un
acido sono in concentrazione < 10-6 M
occorre tenere conto del contributo della
dissociazione dell’acqua al pH
Effetto livellante dell’H2O
Il calcolo del pH:
acidi deboli
Si calcoli il pH di una soluzione 0.100 M di CH3COOH
CH3COOH è un acido debole con Ka = 1.8 x 10-5, quindi
in H2O non si dissocia completamente:
La concentrazione di H3O+ derivante dalla sua
dissociazione si può ricavare dalla Ka.
[ H3O+ ][ CH3COO- ] = 1.8 x 10-5
Ka = ___________________
[ CH3COOH ]
2
2
x
Ka = ________

_______
= 1.8 x 10-5
x
0.100-x
0.100
x = 1.34 x 10-3 pH = 2.9
molto meno acido di quello di un acido
forte della stessa concentrazione
Il calcolo del pH di basi forti e deboli
si effettua in maniera analoga
pH delle soluzioni saline
• sali che producono soluzioni neutre = sali in cui l’anione
corrisponde alla base coniugata di un acido forte (Cl-,
Br-, I-, NO3-, ClO4-) e il catione all’acido coniugato di
una base forte (Li+, Na+, K+, Ca2+, ecc.).
• sali che producono soluzioni acide = sali in cui l’anione
corrisponde alla base coniugata di un acido forte (Cl-,
Br-, I-, NO3-, ClO4-) e il catione all’acido coniugato di
una base debole (es. NH4+).
• sali che producono soluzioni basiche = sali in cui
l’anione corrisponde alla base coniugata di un acido
debole (es. CH3COO-, F-) e il catione all’acido coniugato
di una base forte (Li+, Na+, K+, Ca2+, ecc.).
Calcolo del pH di soluzioni di
acidi e basi
forte
Ka >>1
acido
Sostanza di
partenza
Conc.  10-6 M
pH = -log CA
Conc. < 10-6 M
autoprotolisi di
H2O
debole
[H3O+] da Ka
debole
OH- da Kb
né acido né base
base
forte
Kb >>1
Conc. < 10-6 M
autoprotolisi di
H2O
Conc.  10-6 M
pOH = -log CB
Le soluzioni tampone
Nel caso di acidi e basi deboli, se in una soluzione acquosa è
presente la coppia acido/base coniugata (es.: CH3COOH e
CH3COO-; NH4+ e NH3; etc.) si ha una soluzione
tampone quando il rapporto fra le concentrazioni
stechiometriche dell’acido e della base è compreso tra 0.1 e
10
Le soluzioni tampone hanno proprietà chimiche peculiari:
•Il pH non varia al variare della diluizione
•Il pH tende a rimanere costante per piccole aggiunte di
acidi e basi forti
Due equilibri simultanei:
le concentrazioni di acidi e basi deboli sono prese uguali a quelle iniziali giacch
le reazioni con acqua già spostate a sin lo sono ancor di più per effetto dello ion
a comune
CH3COOH + H2O
CH3COO- + H3O+
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH-
Per effetto delle specie a comune, i due equilibri si possono
considerare spostati a sinistra.
Di fatto le concentrazioni iniziali di acido e base coniugata
corrispondono alle concentrazioni di equilibrio:
[CH3COO- ]eq = [CH3COO- ]iniz
[CH3COOH]eq = [CH3COOH ]iniz
Calcolo del pH di soluzioni tampone:
[ CH3COO- ] [ H3O+ ]
Ka =
[ CH3COOH ]
dalla quale si ha:
[ H3O+ ] = Ka
[ CH3COOH ]
[ CH3COO- ]
e quindi:
[ CH3COOH ]
pH = pKa - log
[ CH3COO- ]
Equazione di Henderson-Hasselbach
[ CH3COOH ]
pH = pKa - log
[ CH3COO- ]
• Se [CH3COOH] = [CH3COO-], pH = pKa
• Se [CH3COOH] = 10 [CH3COO-], pH = pKa - 1
• Se [CH3COOH] = 0.1 [CH3COO-], pH = pKa + 1
Alcuni sistemi tampone
Coppia HA/A-
Ka
Intervallo di pH
CH3COOH/CH3COO-
1.8 x 10-5
3.75-5.75
H2CO3/HCO3-
4.3 x 10-7
5.37-7.37
H2S/HS-
9.1 x 10-8
6.04-8.04
H2PO4-/HPO42-
6.2 x 10-8
6.21-8.21
NH4+/NH3
5.6 x 10-10
8.25-10.25
Equazione di Henderson-Hasselbach
se le concentrazioni dell’acido e del suo anione sono
eguali, allora è pH = pKa. Viceversa, se il pH
esternamente fissato è pari al pKa, allora le due
concentrazioni sono eguali, qualunque specie sia stata
inizialmente introdotta.
Le equazioni chimiche sopra riportate descrivono il meccanismo col quale il
sistema tampone contrasta l’effetto sul pH dovuto all’aggiunta di un acido o
di una base. Si comprende dalla forma dell’equazione di HendersonHasselbach, con l’aiuto delle immagini, che la variazione di pH in presenza
del tampone è molto piccola. La variazione può essere invece grande in
assenza del tampone (diapositiva successiva).
(a) variazioni del pH per aggiunte
di un generico acido forte HA fatte
ad 1 dm3 di acqua (ammettendo
che il volume della soluzione resti
costante).
(b) aggiunte dell’acido forte fatte ad
una soluzione tampone stabilizzante
il pH nell’intorno di 7. Per convenienza
qui è assunto che sia formata da
1 mol di acido ed 1 di sale.
Stabilizzazione del pH assicurata dalla
presenza di un sistema tampone.
Curva (a): andamento del pH, in ordinate,
conseguente ad aggiunte di un acido forte
all’acqua (aggiunte espresse in quantità molari,
in ascisse).
Curva (b): andamento del pH quando le stesse
aggiunte di acido forte, fino alla quantità di una
mole, siano fatte ad una soluzione tampone
formata da una mole di acido debole ed una
mole di un suo sale .
Diagramma di distribuzione delle specie formanti il “tampone carbonatico”, di importanza
fisiologica e di primaria importanza nella stabilizzazione del pH marino. Nel mare, si ha CO2 proveniente
dall’atmosfera e da esalazioni vulcaniche sottomarine mentre vi è un apporto di anione carbonato da parte dei
sedimenti carbonatici di origine animale. Il sistema è “aperto”, presentando tuttavia equilibri che convergono
a dare una netta prevalenza di anione idrogenocarbonato rispetto agli altri due componenti (lo studio
precedente ci fa comprendere che l’equilibrio CO2 + CO32- + H2O ⇄ 2HCO3- è significativamente spostato
a destra). Ciò porta a stabilizzare il pH marino nell’intorno di valori di poco superiori ad 8.
Questo stesso diagramma permette anche di comprendere immediatamente che, in condizioni diverse
da quelle marine e più vicine alle condizioni di laboratorio in cui il pH di un sistema sia mantenuto fisso
(tramite appropriato tampone di tipo diverso dal carbonatico), ad esempio a valori inferiori a 4, allora,
qualunque tipo di composto (come CO2, NaHCO3 od Na2CO3) venga introdotto in piccole quantità,
esso si convertirà in CO2. Viceversa, se il pH è fissato a valori superiori a 12, allora si avrà solo
anione carbonato, qualunque delle tre specie sia stata introdotta, e così via.
Curva di distribuzione
per un acido poliprotico
(acido fosforico)
Il calcolo del pH:
soluzioni tampone
Si calcoli il pH di una soluzione 0.321 M di CH3COOH
e 0.281 M di CH3COO-.
Si tratta di una soluzione tampone (0.321/0.281= 1.14).
[ H3
O+
] = Ka
[ CH3COOH ]
[ CH3COO- ]
[ H3O+ ] = 1.8 x 10-5
pH = 4.69
0.321
0.281
= 2.06 x 10-5
Effetto tampone
Il pH varia poco per piccole aggiunte di acidi e basi, anche forti,
purché in quantità piccole rispetto a quelle delle specie che
costituiscono la soluzione tampone.
Es. Calcolare la variazione di pH che si verifica per aggiunta di 6.25 x 10-3
mol di HCl ad 1 dm3 della soluzione tampone dell’esempio precedente.
L’aggiunta di HCl fa avvenire la reazione:
CH3COO- + H3O+  CH3COOH + H2O
Con aumento di [CH3COOH] e diminuzione di [CH3COO-].
[ H3
O+
] = 1.8 x
pH = 4.67
10-5
(0.321 + 6.25x10-3)
-5
=
2.14
x
10
(0.281 - 6.25x10-3)
L’effetto di un’analoga aggiunta di HCl in H2O è di
portare il pH a 2.2.
Titolazioni acido-base
Titolazione = è un metodo che serve per la
determinazione della concentrazione incognita di un
acido mediante una soluzione di una base di cui se ne
conosce il titolo
Consiste nell’aggiungere volumi noti di una soluzione a
concentrazione nota di un titolante ad un volume noto di
una soluzione a concentrazione ignota.
Il titolante deve reagire in modo rapido, completo e con
stechiometria ben definita con la sostanza da titolare.
Nel caso delle titolazioni acido-base, il titolante è
costituito quindi da acidi e basi forti.
La sostanza da titolare può essere una base o un acido
qualsiasi.
Punto equivalente
• Una titolazione termina quando le moli di
titolante uguagliano quelle della sostanza da
titolare:
M A V A = MB V B
Determinazione del pH in diversi punti di una titolazione acido
forte-base forte
25.0 ml di HCl 0.100 M a cui si aggiungono quantità crescenti di una soluz. 0.100 M di NaOH
H3O+ + OH-  2 H2O
moli
H3O+
iniziali
moli
OHaggiunte
moli
H3O+
residue
moli
OHresidue
volume
totale
della
soluzion
e (ml)
[H3O+ ]
(mol/l)
pH
0
2.5 x 10-3
0
25.0
1.0 x 10-1
1.00
5.0
5.0 x 10-4 2.0 x 10-3
0
30.0
6.7 x 10-2
1.18
10.0
1.0 x 10-3 1.5 x 10-3
0
35.0
4.3 x 10-2
1.36
15.0
1.5 x 10-3 1.0 x 10-3
0
40.0
2.5 x 10-2
1.60
20.0
2.0 x 10-3 5.0 x 10-4
0
45.0
1.1 x 10-2
2.00
25.0
2.5 x 10-3 0
0
50.0
1.0 x 10-7
7.00
volume
OHaggiunt
o
(ml)
2.5 x 10-3 0
[OH- ]
(mol/l)
pOH
pH
30.0
3.0 x 10-3 0
5.0 x 10-4
55.0
9.1 x 10-3 2.04
11.96
35.0
3.5 x 10-3 0
1.0 x 10-3
60.0
1.7 x 10-2 1.78
12.22
Acidi e basi forti
• 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
Determinazione del pH in diversi punti di una titolazione acido
debole-base forte
25.0 ml di CH3COOH 0.100 M a cui si aggiungono quantità crescenti di una soluz. 0.100 M di NaOH
CH3COOH + OH-  H2O + CH3COO-
Ka (CH3COOH) = 1.8 x 10-5
CH3COO- + H2O
Kb (CH3COO-) = 5.6 x 10-10
moli
CH3COO
H iniziali
volume
OHaggiunto
(ml)
2.5 x 10-3 0
CH3COOH + OHmoli
OHaggiunte
moli
CH3COO
H
residue
moli
CH3COOprodotte
volume
totale
della
soluzione
(ml)
[H3O+ ]
(mol/l)
pH
0
2.5 x 10-3
0
25.0
1.3 x 10-3
2.87
5.0
5.0 x 10-4 2.0 x 10-3
5.0 x 10-4
30.0
7.2 x 10-5
4.14
10.0
1.0 x 10-3 1.5 x 10-3
1.0 x 10-3
35.0
2.7 x 10-5
4.56
15.0
1.5 x 10-3 1.0 x 10-3
1.5 x 10-3
40.0
1.2 x 10-5
4.92
20.0
2.0 x 10-3 5.0 x 10-4
2.0 x 10-3
45.0
4.6 x 10-5
5.34
[OH- ]
(mol/l)
25.0
2.5 x 10-3 0
2.5 x 10-3
50.0
pOH
5.2 x 10-6 5.28
pH
8.72
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.
Reazioni acido-base
Gli indicatori
Indicatore = sostanza che cambia colore tra la sua
forma acida e quella basica
HIn + H2O  In- + H3O+
L’intervallo di viraggio dell’indicatore si ricava
considerando che:
[H3O+] = Ka(ind)[Hin]/[In-]
ed è compreso fra Ka(ind)/10 e 10Ka(ind)
Indicatori universali
Cartina tornasole
Alcuni esempi di indicatori
con i rispettivi intervalli di pH
in cui avviene il “viraggio” di
colore.
esempio rosso metile
rosa nella forma acida
giallo in quella basica
Ka= 8·10-6 e quindi il suo punto di viraggio
pH=5,1 quindi viene usato per viraggi
compresi tra 4,4 e 6,2
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.
L’acido “di Lewis” è un accettore di coppie elettroniche, la base è un donatore
di coppie elettroniche (ma tali “messe in compartecipazione” di elettroni,
corrispondenti a reazioni acido-base secondo questo punto di vista, non debbono
essere confuse con processi ossido-riduttivi; i numeri di ossidazione non
cambiano, perché le coppie elettroniche vengono condivise, non cedute
completamente, ed il donatore è invariabilmente la specie più elettronegativa). Il
prodotto della reazione, secondo questo punto di vista, è chiamato “addotto”. La
teoria di Lewis è più “ampia” di quelle di Brönsted e di Arrhenius e le comprende.
Così, gli ioni ossido e idrossido, basici secondo Brönsted perchè accettano protoni,
sono anche basi di Lewis perchè hanno forte tendenza a compartecipare i loro
doppietti elettronici, è basica l’ammoniaca, e sono basici gli anioni che utilizzano
le loro coppie non di legame per dare addotti, ad
esempio, col protone. Il protone, che utilizza coppie non di legame compartecipate
da numerose specie, formando così un legame covalente, è un acido di Lewis (HA
non è più un acido, ma un addotto, mentre H+ è l’acido ed A- la base). Sono acidi
di Lewis i cationi metallici, che in parte accettano coppie elettroniche nella
formazione di complessi, e sono acidi le specie carenti di elettroni, come la
molecola BF3 , o gli ossidi acidi il cui non metallo, accettando coppie elettroniche
in compartecipazione, dà luogo alla formazione di addotti corrispondenti agli acidi
di Brönsted e loro anioni.
Pur fornendo un inquadramento ampio dei processi acido-base, la teoria di Lewis
non si presta tuttavia così bene come quella di Brönsted ad una trattazione
quantitativa dei fenomeni.
Acidi e basi di Lewis
Acidi di Lewis= specie che possono
accettare in compartecipazione una
coppia di elettroni da un’altra specie.
Base di Lewis = specie che può cedere in
compartecipazione una coppia di
elettroni ad un’altra sostanza.
F
F
+
B
F
N
H
H
H
F
F
F
B
N
H
H
H
acidi base secondo Lewis