Acidi e Basi
Dissociazione dell’acqua
L’acqua pura mostra una piccola conducibilità elettrica quindi non tutti i legami
nelle molecole sono covalenti
Una piccolissima porzione di molecole si dissocia in ioni:
H3O   OH
2 H 2O
H  OH
H 2O
H O  OH   1,82 10


K eq
K
w

3
16
H 2O



 H 2 O K eq  H 3O   OH   10 14
H O   OH  

3

K w  107
Soluzioni acide e basiche
H  OH
H 2O
- soluzioni neutre se
H O   OH   10
- soluzioni acide se
H O   OH 
- soluzioni basiche se
H O   OH 


7
3


3


3
Variazione del pKw con la Temperatura
16
pKw
15
14
13
12
0
20
40
Temperatura °C
60
80
Acidi e Basi
- Definizione di Arrhenius: gli acidi sono sostanze che in soluzione acquosa si
dissociano generando ioni idrogeno, H+ (H3O+)
AH
H  A
HCl
H   Cl
H 2SO 4
2H   SO 4
2
- Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa si dissociano generando ioni
idrossido, OH

BOH
NaOH
B
 OH
Na   OH
- Definizione di Bronsted - Lowry: gli acidi sono sostanze che in soluzione
acquosa sono capaci di donare protoni.
- Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa sono capaci di accettare protoni.
NH3  H 
NH4
- Definizione di Lewis: gli acidi sono sostanze capaci di ricevere un doppietto
elettronico, le basi sono sostanze capaci di cedere un doppietto elettronico.
H
: OH-
: NH3
Forza degli acidi

H  A 


H  A
AH
Ka
Es. acido fortissimo, HCl
Es. acido debole, acido acetico
H  CH COO   1,8 10


Ka
K a costante di dissociazi one
AH 
HCl
H   Cl
CH3COOH
H   CH3COO

3
-5
CH3COOH
L’acido acetico è un acido debole, infatti:
per CH3COOH  1 M

si ha :
H   0,004

-Superacidi, costante di dissociazione non
calcolabile perché troppo grande
-acidi forti
Ka >10-1
-acidi medioforti
10-1>Ka>10-3
-acidi mediodeboli
10-3>Ka>10-4
-acidi deboli
10-4>Ka>10-8
-acidi debolissimi
Ka<10-8
Costanti di ionizzazione di alcuni
acidi a 25°C
nome
Ac. Acetico
reazione
Keq
+
CH3COOH <=> H + CH3COO
-
1,8 10-5
-
+
Ac. Benzoico
C6H5COOH <=> H + C6H5COO
Ac. Cloroso
HClO2 <=> H + ClO2
Ac. Cianico
HOCN <=> H + OCN
Ac. Formico
HCOOH <=> H + HCOO
6,0 10-5
+
-
1,1 10-2
+
-
1,2 10-4
+
+
-
N3H <=> H + N3
Ac. Cianidrico
HCN <=> H + CN
Ac. Fluoridrico
HF <=> H + F
Ac. Ipobromoso
HBrO <=> H + BrO
Ac. Ipocloroso
HClO <=> H + ClO
Ac. Nitroso
HNO2 <=> H + NO2
+
1,8 10-4
1,9 10-5
Ac. Azotidrico
+
-
-
4,0 10-10
-
6,7 10-4
+
-
2,1 10-9
+
-
3,2 10-8
+
-
4,5 10-4
Forza delle basi

B  OH 


B  OH
BOH
Kb
Es. superbasi,
idrossido di sodio, NaOH
idrossido di potassio, KOH
Es. base debole, ammoniaca
Kb
NH  OH   1,8 10


4
H 2ONH3 
NH3   1 M
K b costante di dissociazi one
BOH
NaOH
KOH
Na   OH
K   OH
NH3  H 2O
NH4  OH

-5
L’ammoniaca è una base debole, infatti:
per

si ha :
OH   0,004

-Superbasi, costante di dissociazione non
calcolabile perché troppo grande
-basi forti
Kb >10-1
-basi medioforti
10-1>Kb>10-3
-basi mediodeboli
10-3>Kb>10-4
-basi deboli
10-4>Kb>10-8
-basi debolissime
Kb<10-8
Costanti di ionizzazione di alcune
basi a 25°C
nome
Ammoniaca
Anilina
Dimetilammina
Idrazina
Metilammina
Piridina
Trimetilammina
reazione
Keq , Kb
+
NH3 + H2O <=> NH4 + OH
-
1,8 10-5
+
C6H5NH2 + H2O <=> C6H5NH3 + OH
-
+
(CH3)2NH + H2O <=> (CH3)2NH2 + OH
+
N2H4 + H2O <=> N2H5 + OH
-
+
+
+
-
7,4 10-4
9,8 10-7
CH3NH2 + H2O <=> CH3NH3 + OH
C5H5N + H2O <=> C5H5NH + OH
4,6 10-10
-
5,0 10-4
-
(CH3)3N + H2O <=> (CH3)3NH + OH
1,5 10-9
-
7,4 10-5
Acidi poliprotici
Sono sostanze capaci di dissociare più protoni (diprotici e poliprotici)
es: acido fosforico:
K a1

H  H PO 

 7,0 10
K a2
H  HPO   6,0 10


H3PO4 <=>
H+
-
H+
H2PO4 <=>
+ H2PO4
+ HPO4
-
2-
-
2
4
H3PO4 

-2
4
H PO 
4
H  PO   1,0 10


K a3
-8

2
HPO42- <=> H+ + PO43-
-3
-3
4
HPO 
2
4
-12
Costanti di ionizzazione di alcuni
acidi poliprotici a 25°C
nome
Ac. arsenico
reazione
Keq
+
-
Ka1= 2,5 10-4
-
Ka2= 5,6 10-8
-
Ka3= 3,0 10-13
H3AsO4 <=> H + H2AsO4
-
+
H2AsO4 <=> H + HAsO4 2
-
+
HAsO4 2 <=> H + H2AsO4 3
Ac. Carbonico
+
H2CO3 <=> H + HCO3
-
-
-
+
HCO3 <=> H + CO3 2
Ac. solfidrico
+
H2S <=> H + HS
-
+
-
-
Ka2= 1,0 10-14
+
H2SO4 <=> H + HSO4
-
+
-
-
HSO4 <=> H + SO4 2
Ac. solforoso
+
H2SO3 <=> H + HSO3
-
+
Ka2= 4,8 10-11
Ka1= 1,1 10-7
HS <=> H + S 2
Ac. solforico
Ka1= 4,2 10-7
-
-
HSO3 <=> H + SO3 2
Ka1=
forte
Ka2= 1,3 10-2
Ka1= 1,3 10-2
Ka2= 5,6 10-8
Relazione tra Ka e Kb
H  A 


Ka

AH 
K a costante di dissociazi one
B  OH 


Kb

A  H 2O
AH  OH
BOH
Kb 
K b costante di dissociazi one
AH  OH 
A 

H  A   AH OH   H  OH   K

A 
AH 

Ka  Kb







w
Pesi equivalenti e normalità
Un equivalente è la quantità di sostanza che sembra o genera
una mole di “particelle”
Per reazioni acido-base le “particelle” sono gli “H+”, quindi
un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera
una mole di protoni.
Nelle ossidoriduzioni le “particelle” sono gli “elettroni”,
quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o
genera una mole di elettroni.
N , Normalità = concentrazione espressa in equivalenti per
litro di soluzione
Esempio di pesi equivalenti
Acido fosforico
a) H3PO4 + NaOH <=> NaH2PO4 + H2O
peso equivalente PE = 97,997222/1 = 97,997222
b) H3PO4 + 2NaOH <=> Na2HPO4 + 2H2O
peso equivalente PE = 97,997222/2 = 48,998611
c) H3PO4 + 3NaOH <=> Na3PO4 + 3H2O
peso equivalente PE = 97,997222/3 = 32,665741
pH
e
pOH
• pH = - log10[H+]
• pOH = - log10[OH-]
• pKa = - logKa
• pKb = - logKb
• pH + pOH = pKw = 14
• pKa + pKb = pKw = 14
( p = - log10 )
pH acido debole
H  A 


H  A
AH
Ka

AH 
Bilancio della carica: gli ossidrili possono essere trascurati in concentrazione
H   A  OH   A   x




Acido debole = poco dissociato
Quindi la parte dissociata, x e’ trascurabile rispetto all’acido totale, Ca
HA   Ca  x 
H  H 


Ka
Ca

H  

Ca  x
pH 
1
2
 pK a  pCa 
K a Ca
Titolazioni acido-base
Es. Titolazione di 50 ml di HCl 0,1M con NaOH 0,1M
(Va)
(Ca)
(Cb)
Prima del punto di equivalenza:
[H+]= (Ca Va - Cb Vb)/(Va + Vb)
Dopo il punto di equivalenza:
[OH-]= (Cb Vb - Ca Va)/(Va+Vb)
[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,0)/(0,05+0,00)=0,1
[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,01)/(0,05+0,01)=0,067
[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,04)/(0,05+0,04)=0,011
[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,049)/(0,05+0,049)=0,001
[OH-]= (0,1*0,051 - 0,1*0,05)/(0,05+0,051)=0,001
[OH-]= (0,1*0,060 - 0,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009
[OH-]= (0,1*0,100 - 0,1*0,05)/(0,05+0,0100)=0,033
pH= 1,00
pH= 1,18
pH= 1,96
pH= 3,00
pH=11,00
pH=11,96
pH=12,52
Volume di NaOH 0,1M aggiunto
ml pH
1,00
1,18
1,37
1,60
1,96
3,00
4,00
7,00
10,00
11,00
11,96
12,22
12,36
12,46
12,52
Titolazione
14
12
10
pH
0,0
10,0
20,0
30,0
40,0
49,0
49,9
50,0
50,1
51,0
60,0
70,0
80,0
90,0
100,0
Acido forte
8
6
4
2
0
0
50
volume di NaOH 0,1M aggiunto
100
La Buretta
come determinare il volume
Gli Indicatori di pH
• Sono sostanze il cui colore cambia in funzione del
pH della soluzione in cui si trovano
• Sono degli acidi deboli di natura organica che in
seguito alla dissociazione o all’associazione di un
protone cambiano la loro struttura elettronica e
quindi il colore
HIn +H2O <=> H3O+ + In-
Colore indissociato
H O  In 

InH 

K HIn
3

colore dissociato
H O   K HIn 
In 

3
HIn

Alcuni Indicatori di pH
Blu di metilene
Blu di bromofenolo
metilarancio
fenolptaleina
Alcuni Indicatori di pH
indicatore
blu di timolo
metilarancio
verde di bromocresolo
rosso di metile
tornasole
blu di bromotimolo
blu di timolo
fenolfteleina
giallo alizarina
colore acido
intervallo di
viraggio
colore
basico
rosso
rosso
giallo
rosso
rosso
giallo
giallo
incolore
giallo
1,2-2,8
3,1-4,5
3,8-5,5
4,2-6,3
5,0-8,0
6,0-7,6
8,0-9,6
8,3-10,0
10,0-12,1
giallo
giallo
blu
giallo
blu
blu
blu
rosso
lavanda
Gli Indicatori di pH
H O   K HIn 
In 
In 
pH  pK  log
HIn 

3
HIn

Titolazione

14
HIn
12
Intervallo di sensibilità
dell’occhio umano

pH
In   1
10 
HIn  10
10
Intervallo di viraggio
della fenolftaleina
8
Intervallo di viraggio
del blu di bromotimolo
6
Intervallo di viraggio
del metilarancio
4
Intervallo di viraggio
dell’indicatore do pH
pH  pKHIn  1
2
0
0
50
volume di NaOH 0,1M aggiunto
100
Le soluzioni Tampone
• Sono soluzioni di composizione tale da mantenere il pH
quasi costante per piccole aggiunte di acidi o basi.
• Sono composte da un acido debole e dalla sua base
coniugata, oppure da una base debole e dal suo acido
coniugato.
• La loro azione si basa sull’equilibrio acido-base.
H  A 


AH
H

A 
 log
AH 
 A

Ka

pH  pK a
pH  pK a  log
AH 
Cs
Ca

H   K AH 
A 

a

Cs = concentrazione base coniugata
Ca = concentrazione acido debole
Equazione di Henderson-Hasselbalch
Titolazione di un acido debole
Es. Titolazione di 50 ml di CH3COOH 0,1M con NaOH 0,1M
(Va)
pH iniziale:
H 
(Ca)
K a Ca  1,8 10-5  0,1  1,34 103 M
(Cb)
pH = 2,87
CH3COOH + Na+ + OH- <===> CH3COO- + Na+ + H2O
Prima del punto di equivalenza:
A   pK
 log
AH 

pH  pK a
a  log
Cb  Vb 
Ca  Va  Cb  Vb 
pH  4,74  log
Dopo il punto di equivalenza:
[OH-]= (0,1*0,060 - 0,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009
0,1 0,01
0,1 0,05  0,1 0,01
pH=11,96
 4,14
Volume di NaOH 0,1M aggiunto
ml pH
2,87
4,14
4,56
4,92
5,34
6,44
7,45
8,72
10,00
11,00
11,96
12,22
12,36
12,46
12,52
Titolazione
14
12
10
pH
0,0
10,0
20,0
30,0
40,0
49,0
49,9
50,0
50,1
51,0
60,0
70,0
80,0
90,0
100,0
Acido debole
Intervallo di viraggio
della fenolftaleina
8
Intervallo di viraggio
del blu di bromotimolo
6
Intervallo di viraggio
del metilarancio
4
2
0
0
50
volume di NaOH 0,1M aggiunto
100