15. Le Soluzioni Saline Acquose
• Gli Ioni come Acidi Basi
- gli ioni come acidi e gli ioni a carattere basico
- il pH delle soluzioni saline
- il pH delle soluzioni miste
- le titolazioni
- gli indicatori come acidi deboli
• Le Soluzioni Tampone
- l’azione tampone
- la scelta del tampone
- la capacità tampone
• Gli Equilibri di Solubilità
- il prodotto di solubilità
- l’effetto dello ione comune
- la previsione della precipitazione
Gli Ioni come Acidi e Basi
NH4 (aq)  H2 O(l)
NH3 (aq)  H3 O  (aq)
Gli Ioni come Acidi e Basi
HSO4 (aq)  H2 O(l)
HCOO (aq)  H2 O(l)
SO24 (aq)  H3 O  (aq)
HCOOH(aq)  OH (aq)
PO34 (aq)  H2 O(l)
HPO24 (aq)  OH (aq)
CO23  (aq)  H2 O(l)
HCO3 (aq)  OH (aq)
Il pH delle Soluzioni Saline e Miste
NH4 (aq)  H2 O(l)
NH3 (aq)  H3 O  (aq)
Dalle tabelle: Kb(NH3) = 1.8x10-5
1° Tempo. Concentrazione molare iniziale.
[H3 O  ][NH3 ]
Ka 
[NH4 ]
K a  Kb  K w
NH4
Specie
H3 O 
NH3
Ca
0
0
2° Tempo. Variazione della concentrazione
-x
+x
+x
molare.
La stechiometria della reazione implica che se la concentrazione di NH4+ diminuisce di
x, quelle di NH3 e H3O+ aumentano di x.
3° Tempo. Concentrazione molare di
Ca – x
+x
+x
equilibrio.
Questi valori individuano la somma delle concentrazioni iniziali, 1° tempo, e le variazioni
di concentrazione causate dalla reazione, 2° tempo.
x  [H3 O  ]  K a  C a
pH 
1
1
pK a  pCa
2
2
CONTROLLARE L’EQUILIBRIO
DI AUTOPROTOLISI DELL’ACQUA
Il pH delle Soluzioni Saline e Miste
CH3 COO (aq)  H2 O(l)

[
CH
COOH
][
OH
]
3

CH3 COOH(aq)  OH (aq) K b 
[CH3 COO ]
Dalle tabelle: Ka(CH3COOH) = 1.8x10-5
K a  Kb  K w
Specie
1° Tempo. Concentrazione molare iniziale.
CH3 COO
OH 
CH3 COOH
Cb
0
0
2° Tempo. Variazione della concentrazione
-x
+x
+x
molare.
La stechiometria della reazione implica che se la concentrazione di CH3COOdiminuisce di x, quelle di CH3COOH e OH- aumentano di x.
3° Tempo. Concentrazione molare di
Cb – x
+x
+x
equilibrio.
Questi valori individuano la somma delle concentrazioni iniziali, 1° tempo, e le variazioni
di concentrazione causate dalla reazione, 2° tempo.
x  [OH ]  K b  Cb
pOH 
1
1
pK b  pCb
2
2
pH  14  pOH
CONTROLLARE L’EQUILIBRIO
DI AUTOPROTOLISI DELL’ACQUA
Il pH delle Soluzioni Saline e Miste
HNO 2 (aq)  H2 O(l)
NO (aq)  H2 O(l)

2
NO2 (aq)  H3 O  (aq)
[NO2 ][H3 O  ]
Ka 
[HNO2 ]
HNO2 (aq)  OH (aq)
[HNO2 ][OH ] K w
Kb 


[NO2 ]
Ka

da KNO2
1° Tempo. Concentrazione molare iniziale.
HNO 2
Specie
H3 O 
NO2
Ca
0
Cs
2° Tempo. Variazione della concentrazione
-x
+x
+x
molare.
La stechiometria della reazione implica che se la concentrazione di HNO2 diminuisce di
x, quelle di NO2- e H3O+ aumentano di x.
3° Tempo. Concentrazione molare di
Ca – x
+x
Cs+x
equilibrio.
Questi valori individuano la somma delle concentrazioni iniziali, 1° tempo, e le variazioni
di concentrazione causate dalla reazione, 2° tempo.
x  (C s  x )
Ka 
Ca  x
IPOTIZZIAMO CHE LA VARIAZIONE x DELLA
CONCENTRAZIONE MOLARE SIA TRASCURABILE
x  [H3 O  ] 
K a  Ca
Cs
pH  pK a  pCa  pCs
Titolazione Acido Forte – Base Forte
NaOH(aq) + HCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
Titolazione Acido/Base Forte – Base/Acido Debole
HCOOH(aq) + NaOH(aq) → Na+(aq) +
+ HCOO-(aq) + H2O(l)
HCl(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq)
+Cl- (aq) + H2O(l)
Gli Indicatori come Acidi Deboli
HIn(aq)  H2 O(l)
In (aq)  H3 O  (aq)
[In ][H3 O  ]
K In 
[HIn]
fenolftaleina
(forma acida)
HIn
fenolftaleina
(forma basica)
In-
PUNTO FINALE
[In-] = [HIn]
pH = pKin
pH = pKin ± 1
Le Soluzioni Tampone
Def. Definiamo SOLUZIONI TAMPONE le soluzioni che si oppongono alla
variazione del pH in seguito all’aggiunta di modeste quantità di acido o di
base.
CH3COOH(aq) + H2O(l)
CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
Le Soluzioni Tampone
Def. Chiamiamo TAMPONE ACIDO
la soluzione formata da un acido
debole e dalla sua base coniugata.
Def. Chiamiamo TAMPONE BASICO
la soluzione formata da una base
debole e dal suo acido coniugato.
[HA]  [A-]
[B]  [BH+]
pH  pKa
pOH  pKb
pH  pKa acido coniugato
Def. Definiamo CAPACITÀ TAMPONANTE o POTERE TAMPONANTE la
quantità di acido o di base che si può aggiungere alla soluzione tampone
prima che esso perda l’attitudine di opporsi alla variazione del pH.

[H3 O  ][ A  ]
 [A ]
Ka 
 [H3 O ]
[HA ]
[HA ]
 [A ] 
pH  pK a  Log

 [HA ] 
Aggiungo acido in quantità 10[A-]
Aggiungo base in quantità 10[HA]
pH  pK a  1