Reazioni acido-base
EQUILIBRI IN FASE
ACQUOSA
Reazioni Acido-Base
• 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 acidoacido-base.
base
Acidi e Basi
ACIDI 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.
ARRHÉNIUS
H
+
+ A
-
BASE:
BASE una sostanza in grado di fornire ioni OH*
BOH
B
+
+ OH
Teoria acido-base
di Lowry-Brönsted (1923)
Limiti
ACIDO:
ACIDO una sostanza in grado di fornire protoni H)
HA
Definizione di acido e di base
secondo Arrhénius (1887)
-
• 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.
Lowry-Brönsted
Acido in acqua
L' ACIDO è una sostanza in grado di donare un
protone H) ad una specie denominata BASE in
grado di accettarlo;
L' ACIDO (HA) in acqua dona un protone H)
all’acqua che funziona come BASE
HA
Acido
+ :B
Base
⇄
BH+ +
A-
HA
Acido
+ H2O:
Base
⇄
H3O+ +
A-
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.
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+.
Lowry-Brönsted
Base in acqua
Conseguentemente la BASE sarà una sostanza in
grado di accettare un protone H) da una specie
denominata ACIDO in grado di cederlo;
La BASE (:B) in acqua accetta un protone H)
ceduto dall’acqua che ora funziona come ACIDO
HA
Acido
+ :B
Base
⇄
BH+
+
A-
H2O
Acido
+ :B
Base
⇄
BH+ +
OH-
In questo caso l’acqua è la specie che agisce da
donatore di protoni generando degli ioni OH-
Lowry-Brönsted
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
:BH+ è un acido in quanto è in grado di donare un
protone allo ione A- che lo accetta formando la specie
HA: in questo caso quindi A- si comporterà da base.
base
HA
Acido
+ :B
Base
⇄
BH+ +
Acido
A-
Base
Lowry-Brönsted
Riassumendo l’acido HA cede un protone e si trasforma
nella base A- che viene detta coniugata dell’acido
acido HA
mentre la base :B accetta un protone e si trasforma
nell’acido
acido BH+ che viene detto coniugato della base :B.
:B
E' sulla base di queste considerazioni che nasce il concetto
di acido e base coniugati.
coniugati
Acido1
HA
Coniugati
+ :B
⇄
BH+ +
Base2 Coniugati Acido2
Base1
A-
Lowry-Brönsted
Importanza del mezzo
Qualunque equilibrio di dissociazione acida sarà costituito da
due coppie acidoacido-base coniugate
che si scambiano fra di loro un protone.
Un acido e una base coniugati differiscono tra di loro
solamente per un protone.
Il concetto della donazione di un protone a qualche cosa che è
in 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.
HA è A- costituiscono una coppia ACIDO–
ACIDO–BASE coniugata
Acido1
HA
Coniugati
+ :B
⇄
BH+ +
Base1
Acido1
HA
⇄
BH+ +
Base1
A-
Base2 Coniugati Acido2
A-
Base2 Coniugati Acido2
Coniugati
+ :B
:B e BH+
BH+ costituiscono una coppia ACIDO–
ACIDO–BASE coniugata
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.
Acqua
Acqua
Abbiamo visto come l’acqua possa funzionare da
BASE in presenza di un acido
L’acido
acido coniugato della base acqua è H3O+
HA
Acido
+ H2O:
Base
⇄
H3O+ +
A-
o da ACIDO in presenza di una base
H2O
Acido
+ :B
Base
⇄
BH+ +
OH-
HA
+ H2O
⇄
H3O+ +
A-
Base2 Coniugati Acido2
La base coniugata dell’acido acqua è OHAcido1
H2O
Base1
Coniugati
+ :B
⇄
BH+ + OH-
Comportamento
L'acqua
• 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.
L’acqua è quindi una sostanza che può comportarsi
sia da acido che da base.
OH
-
- H+
acido
• 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.
H2O
+ H+
base
H 3O
+
Le sostanze che possono comportarsi sia da acidi
che da basi sono detti ANFOLITI.
ANFOLITI
L'acqua
Autoprotolisi
Il 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-
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 H3O) in
acqua sarà
sarà quindi un ottimo metodo per
misurare l’
l’acidità
acidità di una specie in soluzione
acquosa.
Il pH e la convenzione di
Sorensen
Poiché:
H3O+
OHeH3O.mov
⎡H3O+ ⎤ ⎡HO- ⎤
⎦⎣
⎦
K c(H2O) = ⎣
[H2O][H2O]
⎡H3O+ ⎤ ⎡HO- ⎤ = 10-14 = Kw = KH O
2
⎣
⎦⎣
⎦
Soluzioni acide, basiche e neutre
⎡H3O+ ⎤ ⎡HO- ⎤ = K w = 10-14
⎣
⎦⎣
⎦
Soluzione neutra
⎡H3O+ ⎤ = ⎡HO- ⎤ = 10-7
⎣
⎦
⎣
⎦
In acqua pura
+ Acido
⎡H3O+ ⎤ ⎡HO- ⎤ = 10-14 = K w = KH O
2
⎣
⎦⎣
⎦
H3O+ + HO-
H2O + H2O
⎡H3O+ ⎤ > ⎡HO- ⎤
⎣
⎦
⎣
⎦
⎡H3O+ ⎤ > 10-7
⎣
⎦
⎡HO- ⎤ < 10-7
⎣
⎦
+ Base
⎡HO- ⎤ > ⎡H3O+ ⎤
⎣
⎦
⎣
⎦
⎡HO- ⎤ > 10-7
⎣
⎦
⎡H3O+ ⎤ < 10-7
⎣
⎦
Soluzione acida
Soluzione basica
Se ⎡OH- ⎤ < ⎡H3O+ ⎤
⎣
⎦
⎣
⎦
1 > ⎡H3O+ ⎤ > 10-7
⎣
⎦
0 < pH < 7
Se ⎡OH- ⎤ > ⎡H3O+ ⎤
⎣
⎦
⎣
⎦
10-7 > ⎡H3O+ ⎤ > 10-14
⎣
⎦
7 < pH < 14
1 < H3O+ < 10-14
HO- = 10-14
Soluzione acida
p (operatore matematico) = (-log10)
pH = - log10 H3O+
Soluzione neutra
Se ⎡OH- ⎤ ≈ ⎡H3O+ ⎤
⎣
⎦ ⎣
⎦
⎡H3O+ ⎤ ≈ 10-7
⎣
⎦
pH ≈ 7
Soluzione basica
Uso dell'operatore p
Scala del pH
pOH = - log OH
0
acidi
7
14
basi
-
pK W = - logK W = 14
Se applichiamo l'operatore p all'equazione della Kw
si ottiene:
- log H3O+ - log OH- = - log K w
- log H3O+ - log OH-
= 14
pH + pOH = 14
Acidi e Basi Forti
FORZA DI ACIDI E BASI
Un acido o una base si dicono FORTI in
acqua, quando reagiscono in maniera
completa con essa
HA + H2O
B: + H2O
Acidi e Basi Deboli
IonizzzioneAcidoDebole.exe
Un acido o una base si dicono DEBOLI quando in
acqua danno origine ad una reazione di equilibrio.
HA ++ H
H22O
O
HA
H33O
O++ ++ A
A-H
IonizzzioneAcidoForte.exe
H3O+ + AOH- + BH +
Dipendenza dal solvente
Un acido forte in acqua potrebbe non
esserlo in un altro solvente.
HClO4 + H2O → ClO4* + H3O )
base
coniugati
acido
acidoB: + H 2O coniugati OH - + BH + base
HClO4 + CH3COOH = ClO4* + CH3COOH2)
Quanto più
più è debole un acido tanto meno sarà
sarà
debole la sua base coniugata
e viceversa.
HClO4 > HI ⇄> HBr > H2SO4 > HCl > HNO3
Costanti di dissociazione
Ka
Ka
HSO4* + H2O = H3O) + SO42*
H3PO4 + H2O = H3O) + H2PO4*
H3O+ + A-
HA + H2O
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
A
H 3O
K a(HA) =
HA
Costanti di dissociazione
Kb
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
Kb
OH - + BH +
K b(B: ) =
B:
H 3O+ + A-
+
H 3O
A
A- + H 2O
-
HA + OH-
HA
K a(HA) =
K b(A-) =
HA
OH
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
*
HA + H 2O
5 × 10*13 12.3
Costanti di dissociazione
Kb
OH-
BH +
4.5 × 10*7 6.35
H2S + H2O = H3O) + HS*
HIO + H2O = H3O) + IO*
B: + H 2O
7.5 × 10*3 2.12
HF + H2O = H3O) + F*
H2CO3 + H2O = H3O) + HCO3*
+
pKa
1.26 × 10*2 1.90
*
H2PO4 + H2O = OH + H3PO4
1.33 × 10*12 11.88
SO42* + H2O = OH* + HSO4*
7.94 × 10*13 12.10
Forza 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.
-
A-
CH3OH + OH- = CH3O- + H2O
K a(HA)
.
H3O+
K b(A-) =
HA
A-
K a = 10
OH-
HA
.
+
A-
= H 3O
IAcidiFortiDeboli.mov
OH -
-18
10
-16
Forza di acidi e basi
Acidi poliprotici
HCl + H2O → Cl* + H3O )
CH3COOH + HCO3- = CH3COO- + H2CO3
K a = 10
-5
10
-8
H2SO4 + 2H2O → SO42 * + 2H3O )
HCN + HCO3- = CN- + H2CO3
K a = 10
-10
10
-8
H3PO4 + 3H2O → PO43 * + 3H3O )
Acidi Poliprotici
Basi poliprotiche
NaOH + H2O → Na ) (H2O) + OH*
H3PO4 + H2O ⇄ H3O+ + H2PO4-
KA1 = 7.5 x 10-3 M
H2PO4- + H2O ⇄ H3O+ + HPO4-2
KA2 = 6.2 x 10-8 M
HPO4-2 + H2O ⇄ H3O+ + PO4-3
KA3 = 4.8 x 10-13 M
2)
Ca(OH)2 + 2H2O → Caacq
+ 2OH*
3)
Al(OH)3 + 3H2O → Alacq
+ 3OH*
Acidi forti
pH di soluzioni acide e
basiche
Quando introduciamo in acqua una certa quantità di un
acido forte in modo che la sua concentrazione sia CA
prima che esso interagisca con l’acqua la concentrazione
di H3O) in soluzione sarà 10-7 M a causa dell’equilibrio di
autoprotolisi dell’acqua.
Inizio
Fine
HA
CA
/
+ H2O
→
H3O+
10-7
CA
+ A/
CA
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 sarà
uguale alla concentrazione di HA che abbiamo sciolto in
acqua (CA).
Acidi forti
Esercizi
2 H2O ⇇ H3O+ + OHA 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 sarà
trascurabile rispetto a CA se CA è > 10-6, per cui avremo
che:
[H3O+] = CA
pH = -logCA
• 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 Forte
Acido 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.
• Calcolare il pH di una soluzione
acquosa di acido nitrico preparata
sciogliendo 0.35 g di acido in 2 litri di
soluzione.
Basi forti
Basi forti
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 OHin soluzione sarà 10-7 M a causa dell’equilibrio di
autoprotolisi dell’acqua.
2 H2O ⇇ H3O+ + OH-
Inizio
Fine
:B
CB
/
+ H2O
→
BH+
/
CB
+ OH10-7
CB
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 sarà
uguale alla concentrazione di :B che abbiamo sciolto in
acqua (CB).
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 sarà
trascurabile rispetto a CB se CB è > 10-6, per cui avremo
che:
[OH-] = CB
pOH = -logCB
pH = 14 - pOH
Esercizi
Base forte
• 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.
Acidi deboli
HA + H2O
Inizio
CA
Equilibrio CA - x
⇆
H3O+
10-7
x
+ A/
x
Introducendo le concentrazioni delle specie all’equilibrio
scritte in funzione di x nella KA si può ricavare il valore di x.
KA =
+ H2O
⇆
KA =
x⋅x
CA - x
KA =
x2
CA
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+]
x = ⎡⎣H3O+ ⎤⎦ =
-K A + K 2A + 4K A CA
2
x2
CA - x
H3O+
10-7
x
Esercizi
+ A/
x
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:
KA =
x 2 + K A x - K A CA = 0
e quindi il pH
x ⋅ x
CA - x
Acidi deboli
HA
Inizio
CA
Equilibrio CA -x
• Calcolare la concentrazione di una
soluzione acquosa di NaOH che ha pH
12.5.
Acidi deboli
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.
⎡H3O + ⎤ ⎡ A − ⎤
⎦ ⎣ ⎦
K A(HA) = ⎣
[HA ]
• Calcolare il pH di una soluzione
acquosa di KOH preparata sciogliendo
0.5 g di idrossido in 250 ml di
soluzione.
E poiché x = [H3O+] si ricava
[H3O+] e quindi il pH
x = ⎡⎣H3O+ ⎤⎦ = K A CA
• 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 KA
dell’acido è 1.75 x 10-5 M.
Basi deboli
:B
Inizio
CB
Equilibrio CB -x
+ H2O
⇆
BH+
/
x
Basi deboli
+ OH10-7
x
x 2 + K B x - K BCB = 0
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.
Introducendo le concentrazioni delle specie all’equilibrio
scritte in funzione di x nella KB si può ricavare il valore di x.
KB(:B)
⎡BH+ ⎤ ⎡OH− ⎤
⎦ ⎣
⎦
= ⎣
[:B]
KB =
x⋅x
CB - x
+ H2O
⇆
KB =
x
CB - x
x⋅x
CB - x
KB =
x2
CB
-KB + KB2 + 4KBCB
2
BH+
/
x
e quindi il pH
Esercizi
+ OH10-7
x
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 sarà
molto più piccola rispetto a CB e potremo trascurare la x al
denominatore. La relazione diventa:
KB =
x = ⎡OH- ⎤ =
⎣
⎦
2
Basi deboli
:B
Inizio
CB
Equilibrio CB -x
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 poiché x = [OH-] si ricava [OH-] e
quindi il pOH ed il pH
x = ⎣⎡OH- ⎦⎤ = K BCB
• 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 KB
della base è 1.75 x 10-5 M.
Idrolisi
Idrolisi
Reazioni di sali solubili in acqua
• 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 l'interazione di anioni o
cationi, derivati da sali, con l'acqua.
Interazione con H2O
Interazione con H2O
Quando un sale solubile in acqua viene messo in soluzione
acquosa, esso si dissocia negli ioni che lo costituiscono:
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.
(BH)A → BH+ +A 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.
BH+ + H2 O = B + H3O +
+
BHdebole
+ H2 O = B debole + H3 O+
+
BHnon
A -debole + H2 O = HA debole + OH−
A non
reattivo
reattivo
+ H2 O ≠ B forte + H3O +
+ H2 O ≠ HA forte + OH-
A - + H2 O = HA + OH−
Interazione con H2O
Interazione con H2O
Ad esempio gli ioni Cl- e Na+ che derivano da un acido e una base
forte non reagiscono con l’acqua.
Mentre ClO- o NH4+ che derivano da un acido e da una base
debole possono interagire con l’acqua
−
A non
reattivo + H2O ≠ HA forte + OH
A -debole + H2 O R HA debole + OH−
→
Cl− + H2O ←⎯⎯
⎯ HCl + OH−
+
+
BHnon
reattivo + H2O ≠ B forte + H3 O
+
BHdebole
+ H2 O R B debole + H3 O +
→
Na+ + 2 H2O ←⎯⎯
⎯ NaOH + H3O+
NH+4 + H2O R NH3 + H3O+
Idrolisi acida
Idrolisi basica
+
−
(BH)A → BHdebole
+ A non
reattivo
+
BHdebole
+ H2O = B debole + H3O +
−
A non
reattivo + H2O ≠ HA forte + OH
ClO- + H2O R HClO + OH-
+
−
(BH)A → BHnon
reattivo + A debole
⎡H3O+ ⎤⎦ [B]
K (BH+ ) = ⎣
⎡⎣BH+ ⎤⎦
K (BH+ ) =
Kw
K (B)
+
+
BHnon
reattivo + H2O ≠ B forte + H3 O
A -debole + H2O = HA debole + OH−
⎡OH- ⎤⎦ [HA ]
K (A - ) = ⎣
⎡⎣ A - ⎤⎦
K (A - ) =
Kw
K (HA)
Idrolisi
Idrolisi acida
+
−
(BH)A → BHdebole
+ A debole
BHA
CS
/
Inizio
Fine
→
BH+
/
CS
+
BHdebole
+ H2O = Bdebole + H3O +
Il sale solubile si dissocia completamente per dare una
quantità equivalente di ioni BH+ e A-. Se l’anione è
coniugato 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.
A -debole + H2O = HA debole + OH−
Se K(BH+) > K(A-)
Se K(BH+) ~ K(A-)
Se K(BH+) < K(A-)
Idrolisi acida
BH+ + H2O
Inizio
CS
Equilibrio CS - x
⇆
H3O+
10-7
x
E poiché x = [H3O+]
si ricava [H3O+] e
quindi il pH
+ BH/
x
[
BH+
+ H2O
=
H3O+
+ BH-
Esercizi
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:
Kw
x2
=
K B(B) CS
+ A/
CS
]
x = H3O + =
Kw
CS
K B(B)
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di ipoclorito di
sodio 0.03 M sapendo che la KA dell’acido ipocloroso è
2.95 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 è
1.75 x 10-5 M.
• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di
acetato di sodio che ha un pH = 9 sapendo che la KA
dell’acido acetico è 1.75 x 10-5 M.