Lezione 21 Acidi e basi, pH
ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890)
Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H+
HA → H+ + AHCl  H+ + ClH2SO4  2 H+ + SO42-
acido cloridrico
acido solforico
Base sostanza che contiene gruppi OH- e che in acqua libera ioni OHMOH → M+ + OHNa
OH  Na+ + OHCa
(OH)2  Ca2+ + 2 OH-
idrossido di sodio
idrossido di calcio
caratteristiche degli acidi: sapore ‘acido’ (agro, aspro), corrosivi
caratteristiche delle basi: sapore ‘metallico’, corrosive, lisciviose, saponose
al tatto
1
normalmente
Acido + acido
Base + base
non reagiscono
non reagiscono
Acido + base → sale
reagiscono (neutralizzazione)
HA + MOH → MA + H2O
H+ + Aacido
+ M+ + OH- → M+ + A- + H2O
base
sale
H+ + OH- → H2O
2
L’acqua nelle reazioni acido-base. Il pH
H+ + OH-
H2O
O
H
H
+ H+
2 H2O
O
H
+
H
H
H3O+ + OH-
“dissociazione dell’acqua”, reazione di autodissociazione
o autoprotolisi
3
H2O
H+ + OH-
2 H2O
H3O+ + OH-
Kc = [OH-][ H3O+] /[H2O]2 = 3,25.10-18
a 25°C
[H2O] è ca. costante
[H2O] = moli/V = [1000g/(18.015 g/mole)]/1L = 55.51 moli/l
Kw = Kc [H2O]2 = [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14 M2
a 25°C
Kw = [H3O+] [OH-] = costante di autoprotolisi o prodotto
ionico dell’acqua
pKw = - log Kw = - log (1,0 x 10-14 ) = 14,00
4
Acqua pura :
[H3O+]=[OH-]
Kw = 1.10-14= [H3O+][OH-]=[H3O+]2
[H3
O+]
-14 M 2
1
,
00

10
=
= 1,00.10-7 M
il pH è uguale al logaritmo decimale, cambiato di segno,
del valore numerico della molarità degli ioni H3O+
pH = -log [H3O+] ;
in acqua pura (25°C)
[H3O+] = 10-pH
-log[H3O+] = pH = 7 soluzione neutra
[H3O+] > 10-7;
[OH-] > 10-7
pH < 7 soluzione acida
[H3O+] = 10-14/[OH-] <10-7 pH > 7 soluzione
basica
5
[H3O+]>[OH-]
pH
<7,00
Soluz. acida
[H3O+]=[OH-]
[H3O+]<[OH-]
7,00
>7,00
neutra
basica
6
Esercizio 1
Calcolare il pH delle seguenti soluzioni e dire se sono acide, basiche o neutre.
a) [H3O+] = 3,85.10-10 M
b) 2,18.10-2 moli di OH- in 150 cm3 di soluzione
c) 4,87.10-3 moli di H3O+ in 100 mL di soluzione
d) 2,50.10-9 moli di OH- in 25,0 cm3 di soluzione
risposta
a) pH = - log 3,85.10-10 = 9,41
basica
b) [OH-] = 2,18.10-2 /0,15 = 1,45.10-1
p[OH-] = - log 1,45.10-1 = 0,838
pH =14 - p[OH-] = 14 – 0,838 = 13,16
oppure
[H3O+] = 1.10-14 / [OH-] = 1.10-14/ 1,45.10-1 = 6,89.10-14
pH =-log
6,89.10-14 =
13,16
basica etc.
7
Esercizio 2
Calcolare la concentrazione di ioni H3O+ e di ioni OH- di una
soluzioni acquosa avente pH = 2,87
Risposta
[H3O+] = 10-2,87 = 1,35.10-3 mol/L
[H3O+] [OH-] = 1.10-14
[OH-] = 1.10-14 / 1,35.10-3 = 7,40.10-12
8
Limiti della teoria di Arrhenius
Come spiegare il comportamento basico di
NH3, Na2CO3, K2CO3
?
9
ACIDI E BASI: Teoria di Brønsted ( 1923)
Acido: sostanza donatrice di protoni (H+)
Base: sostanza accettrice di protoni (H+)
Spiega il comportamento basico di CO32- e di NH3
CO32- + H2O
base
acido
NH3
+ H2O
base
HCO3- + OH-
NH4+ + OH-
acido
H2O acido
10
D’altra parte mettendo un acido (HA) in H2O
HA +
H2 O
acido
base
H3O+ + A-
H2O base
H2O è anfotera (capace sia di cedere che accettare protoni)
H2O + H2O
H3O+ + OH-
base
acido
acido
base
11
sostanze anfotere devono possedere
coppie di elettroni liberi per un legame dativo con H+
(funzionamento da base)
protoni facilmente cedibili (funzionamento da acidi)
Sostanze con queste caratteristiche
- H2O
- anioni contenenti H facilmente cedibili (es. HCO3-)
HCO3- + H2O
CO3-2 + H3O+
acido
HCO3- + H2O
base
H2CO3 + OH 12
Dissociazione degli acidi e delle basi
Dissociazione degli acidi
HA
+
acido
H2O
H3O+ +
base
acido
Abase coniugata di HA
Kc = [H3O+ ] [A-] / [ HA] [H2O]
Kc. [H2O] = Ka = [H3O+ ] [A-] / [ HA]
ka costante di dissociazione o ionizzazione
dell’acido
Ka >> 1
Ka
acidi forti
1.10-1 – 1.10-4 moderatamente deboli
Ka << 1.10-7
molto deboli
13
Dissociazione delle basi (B)
B
+
base
H 2O
acido
BH+
+
acido coniugato
della base B
OHbase
Kc = [BH+ ] [OH-] / [ B] [H2O]
Kc. [H2O] = Kb = [BH+ ] [OH-] / [ B]
kb costante di dissociazione o ionizzazione
della base
Kb >> 1
base forte
Kb 1.10-1 – 1.10-4 base moderatamente debole
Kb << 1.10-7
base molto debole
14
Tabella Ka di acidi deboli in H2O a 25°C
pKa = -log Ka
Ka = 10-pKa
Tabella Kb di basi deboli in H2O a 25°C
pKb = -log Kb
Kb = 10-pKb
15
Relazione fra la forza di un acido e quella della sua base coniugata
HA
+ H2O
H3O+ +
Abase coniugata dell’acido HA
acido
Ka = [H3O+ ] [A-] / [ HA]
A-
+
H 2O
HA + OH-
base coniugata di HA
acido
Kb = [HA ] [OH-] / [A-]
Ka. Kb = ( [H3O+ ] [A-] / [ HA] ) ([HA ] [OH-] / [A-]) =
= [H3O+ ] [OH-] = Kw = 1.10-14
Ka. Kb= Kw
pKa + pKb = 14
16
Dissociazione degli acidi e delle basi. Grado di dissociazione e
pH
Acidi forti sono completamente dissociati
[H3O+] = [HA]°
per [HA]° > 1.10-6 M
pH = -log [H3O+] = -log [HA]°
per acidi biprotici completamente dissociati
[H3O+] = 2 [HA]°
pH = -log [H3O+] = -log 2 [HA]°
17
Basi forti sono completamente dissociate
[ OH -] = [B]°
essendo
per [B]° > 1.10-6 M
Kw = [H3O+] [ OH -] = 1.10-14
[H3O+] = 1.10-14/ [ OH -] = 1.10-14/ [B]°
log [H3O+] = log 1.10-14 – log [B]°
pH = -log [H3O+] = - log 1.10-14 + log [B]° =
= 14 + log [B]°
18
Acidi deboli e basi deboli sono parzialmente dissociati ed il
loro grado di dissociazione aumenta con la diluizione Calcoli del pH
Acido debole
HA + H2O
H3O+ + A-
HA
H3O+
A-
Inizio
C°HA
1.10-7
-
Equilibrio
C°HA –x
1.10-7+ x
x
Ka = x2/(C°HA -x )
nota Ka, risolvo eq. II° grado in x
x = [H3O+ ]
pH = -log [H3O+ ] = -log x
continua
19
Si può trascurare x rispetto a C°HA : la risoluzione
risulta più semplice ( semplificazione consentita per
concentrazioni non troppo basse di HA in quanto la
dissociazione aumenta all’aumentare della diluizione)
Ka = x2/(C°HA -x )
Ka = x2/C°HA
x2 = Ka C°HA
x =
Ka C°HA
oppure
20
HA + H2O
H3O+ + AH3O+
HA
Inizio
C°HA
equilibrio
C°HA(1-a)
essendo
a = x / C°HA
Ka = C°HA a 2/ (1-a)
essendo
-
C°HA a
A-
C°HA a
nota Ka, risolvo eq di II°grado in a
[H3O+ ] = C°HA a
pH = -log [H3O+ ] = -log(C°HA a )
21
Esercizio1 (es 10 del 24/2/03)
Calcolare il pH a 25°C di una soluzione acquosa di acido
nitroso HNO2 0,025 M, sapendo che la Ka dell’acido è 7,1.10-4
a 25°C.
------HNO2+ H2O
H3O+ + NO2-
Ka = [H3O+ ] [NO2- ] / [HNO2]
HNO2
H 3 O+
Inizio
2,5.10-2
-
Equil.
2,5.10-2 –x
x
NO2-
x
Ka = 7,1.10-4 = x2 / 2,5.10-2 –x
continua
22
7,1.10-4
. 2,5.10-2
= x2
x= 4,21. 10-3
pH = 2,36 = 2,4
risolvendo eq di II° grado
7,1.10-4 (2,5.10-2 –x) = x2
x =3,86.10-3
pH = log 3,86. 10-3 = 2,41 = 2,4
23
Esercizio 2
Calcolare la concentrazione di una soluzione di acido nitroso
sapendo che il suo pH è 2,41 e che la Ka dell’acido è 7,1.10-4 a
25°C.
-------HNO2+ H2O
H3O+ + NO2Ka = [H3O+ ] [NO2- ] / [HNO2] = 7,1.10-4
pH = 2,41
[H3O+] = 10-pH = 10-2,41= 3,9. 10-3
equil.
HNO2
H3O+
x- 3,9. 10-3
3,9. 10-3
NO23,9. 10-3
Ka = 7,1.10-4 = ( 3,9. 10-3) 2 / (x- 3,9. 10-3)
x= 2,5.10-2 M
24
Base debole e calcolo del pH
B+ H2O
HB++ OH-
Kb = [HB+] [OH-] / [ B]
B
Inizio
CB°
Equilibrio
CB°-x
HB+
OH-
-
-
x
x
Kb =[OH- ]2 / [B] = x2 / (CB°-x)
Nota Kb e CB° si risolve l’equazione in x
Essendo x = [OH-]
si calcola il pOH
e quindi il pH
pH = 14 - pOH
25
Esercizio
Calcolare quanti mL di ammoniaca al 18% p/p (d= 0,9294
g/mL) occorrono per preparare 1 L di una soluzione di
ammoniaca con un pH = 11,17. Kb di NH3 è a 25°C 1,78.10-5.
Soluzione
-Prima calcoliamo la concentrazione della soluzione di NH3
che ha un pH di 11,17
-Quindi calcoliamo come preparare una soluzione di questa
concentrazione partendo da una soluzione piu’ concentrata
pH = 11,17
[ H3O+] = 10-11,17 = 6,76.10-12
[OH-] = Kw/ [ H3O+] = 1.10-14/6,76.10-12=
= 1,48.10-3
26
NH3 + H2O
NH4+
NH3
Eq
NH4+ + OH-
x – 1,48.10-3
1,48.10-3
OH1,48.10-3
Kb =1,78.10-5 = [NH4+ ][OH- ]/[NH3]=(1,48.10-3)2/ (x – 1,48.10-3)
x= 0,124 M = C°NH3
Soluzione concentrata di NH3 al 18%p/p (d= 0,9294 g/mL)
calcolo la molarità
d=m/V= 0,9294
 massa di 1Lsoluzione è 0,9294 kg
il 18% in peso è di NH3
nNH3 = 0,18. 0,9294.103 g/PMNH3= 0,18.0,9294.103 g/ 17g mol-1 =
= 9,82 mol
in 1 L soluzione
27
Soluzione concentrata NH3 è 9,82 M
Soluzione con pH 11, 17
è
bisogna prepararne 1 L
quindi
0,124 M
servono 0,124 mol
calcoliamo quanti mL della soluzione concentrata (9,82 M)
devono essere prelevati e portati al volume di 1 L con H2O
9,82: 1000 mL = 0,124 : x
x = 12,67 mL
28
Per il calcolo del pH di acidi e basi poliprotiche non
forti, in soluzioni non troppo diluite, si può considerare
solo la prima dissociazione.
Esercizio
Calcolare il pH di una soluzione di acido fosforico (H3PO4)
0,200 M , sapendo che Ka1 = 6,92.10-3, Ka2=6,23.10-8 e
Ka3= 4,8.10-13.
H3PO4 + H2O
H2PO4- + H3O+
H3PO4
H2PO4-
H3O+
Inizio
0,200
-
-
equil
0,200-x
x
x
Ka1 = 6,92.10-3 = x2 / 0,200-x
Risolvo in x e calcolo il pH
(pH = 1,47)
29