Idea 8
Acidi, Basi, pH
Acidi e basi
• La teoria di Arrhenius
1. Un acido è una sostanza che in
soluzione acquosa fa aumentare la
concentrazione di ioni H+
2. Una base è una sostanza che in
soluzione acquosa fa aumentare la
concentrazione di ioni OH-
Acidi e basi
• Gli acidi liberano dunque ioni idrogeno che
tuttavia non restano isolati ma si associano
alle molecole d’acqua per dare ioni
idrossonio H3O+
• Le basi liberano invece ioni OH-, gli idrossidi
contengono direttamente il gruppo OH nella
loro formula, ma vi sono altri composti che
pur non essendo dotati di tale “gruppo
funzionale”,
reagiscono
con
l’acqua
producendolo.
• Teoria di Brönsted e Lowry
• Qualsiasi molecola o ione che può donare
un protone è un acido;
• qualsiasi molecola o ione che può
accettare un protone è una base
• Le seguenti sostanze danno soluzioni
basiche. Quali sono basi secondo
Arrhenius e quali lo sono secondo la
definizione di Brönsted ?
• NaOH
NH3
• OHBa(OH)2
• SH-
• Identificare le coppie coniugate acido-base
nella reazione:
• CN- + H2O ↔HCN +OH-
pH+pOH = 14
• Il pH di una soluzione è una misura della
quantità di ioni H+ presenti in essa
• È definito come l’opposto del logaritmo decimale
della concentrazione di ioni H+ presente nella
soluzione.
• La scala del pH possiede 14 gradi
• Le soluzioni con pH da 1 a 7(escluso) sono
acide
• Le soluzioni con pH da7 (escluso) a14 sono
basiche
• Le soluzioni con pH pari a sette sono neutre
•
•
•
•
•
•
In realtà il pH è definito come:
pH = - log a(H+)
ove a(H+) sta per
attività dello ione H+.
Le proprietà di uno ione in soluzione sono influenzate dalla presenza di tutti
gli altri ioni presenti che interagiscono con esso elettrostaticamente.
Quando si adoperano le equazioni relative alle costanti di equilibrio è
necessario tener conto di un parametro correttivo delle concentrazioni che
esprima la effettiva disponibilità dello ione in soluzione a reagire o a
influenzare la posizione degli equilibri presenti. Si deve, cioè, considerare
qual è la concentrazione effettiva della specie ionica dopo aver sottratto
l'effetto di schermatura dovuta agli altri ioni. Tale parametro è detto attività
dello ione (a) ed è correlato con la sua concentrazione (c) per mezzo del
suo coefficiente di attività g:
a=gc
dove g dipende dalla natura delle specie presenti, dalle concentrazioni degli
ioni in soluzione e dalla temperatura. Il suo valore può variare tra 0 e 1. Per
soluzioni la cui concentrazione tende a 0, il valore di g tende a 1, per cui a =
c.
In altre parole, quando le soluzioni sono molto diluite significa che gli ioni
del soluto interagiscono poco tra di loro e dunque le concentrazioni teoriche
e quelle effettive si possono considerare uguali.
Il concetto di attività diventa via via più importante al crescere della
concentrazione.
Negli esercizi si fa sempre l’approssimazione che a = c.
• Determina il pH, il pOH e la [OH-] di una
soluzione che presenta una
concentrazione di ioni H+ di 7,5·10-4 mol/litro
• Calcola il valore della [H+] ed il pH di una
soluzione in cui la [OH-] corrisponde a
2,5·10-3
Acidi e basi
• Gli acidi forti sono totalmente
dissociati in ioni, quelli deboli solo in
parte.
• Le
basi forti sono completamente
dissociate in ioni, quelle deboli solo in
parte.
• Determinare il pH di una soluzione
costituita da 100 mL di HCl 0.01 M.
• È sempre sottointeso che la soluzione è
omogenea, pertanto in ogni suo punto il
pH è lo stesso. Ne consegue che il pH non
dipende dal volume di soluzione preso in
esame, pertanto il pH di 100 mL o di una
goccia della stessa soluzione è lo stesso.
• Determinare il pH di una soluzione
costituita da 200 mL di KOH 0.001 M.
• Le basi forti (BOH) più comuni sono: LiOH,
NaOH, KOH, Ca(OH)2.
• Dalle considerazione sopra riportate se ne
deduce che [OH-] in soluzione = [BOH] data nel
testo degli esercizi.
•
• [OH-] = [KOH] = 0.001 M
• ricordando che pOH = -log[OH-]
e
• pH + pOH = 14.
• pOH = -log(0.001) = 3, pH = 11.
• Calcolare la concentrazione di ioni OH- in
una soluzione di HCl la cui concentrazione
di ioni idrogeno è 1,3·10-4M
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• Calcola il pH di una soluzione 1·10-9 di HCl
in acqua.
• Lo faremo in modo approssimato.
• Terremo conto del contributo dato dalla
dissociazione
dell’acqua
ma
non
dell’equilibrio.
• Determinare il pH di una soluzione
costituita da acido acetico con
• Ka = 1.8x10-5 di concentrazione 0.01 M.
• Questo è il caso di un elettrolita
moderatamente debole, cioè che si
dissocia solo parzialmente, pertanto non è
più vero che [H+] = [HA].
• Il pH di un certo succo d’arancia è 3,33.
Calcolare la concentrazione di H+
• Calcola il pH delle seguenti soluzioni
• Acido acetico 0,10 M
• Ammoniaca 0,10 M
• Il prodotto delle costanti di ionizzazione di
una coppia acido-base coniugata in
soluzione acquosa corrisponde al prodotto
ionico dell’acqua
•
Ka·Kb=Kw
• Sapendo che NH3 ha Kb = 1,8·10-5 ,
calcolare Ka (a 298K) del suo acido
coniugato NH4+
• Ka·Kb=Kw
• Ka = Kw / Kb
• Ka= 1·10-14/1,8·10-5 = 5,5·10-10
• La reazione fra ioni del sale disciolto e le
molecole d’acqua è chiamata idrolisi
• Le soluzioni dei Sali di una base forte e un
acido debole sono basiche
• Le soluzioni dei Sali di una base debole e
un acido forte sono acide
• Il pH delle soluzioni dei Sali di un acido
debole e una base debole dipende dal
valore relativo delle costanti di idrolisi del
catione e dell’anione
• Determinare se le soluzioni dei seguenti
Sali in acqua saranno acide o basiche
• NaHSO3
• NaHCO3
• CH3COONa
• NH4Cl
• CH3COONH4 (NH3, Kb= 1,79·10-5; CH3COOH, Ka = 1,76·10-5)
• NH4CN (NH3, Kb= 1,79·10-5; HCN, Ka = 6,2·10-10)
• Si sono titolati 60cm3 di una soluzione di
HCl con una soluzione di NaOH 0,2 M . La
lettura iniziale della buretta era di 50 cm3
la lettura finale di 24,6 cm3. trovare la
concentrazione della soluzione di HCl.
• Per titolare 80 ml di una soluzione di ac.
solforico, si sono utilizzati 120,4 ml di una
soluzione 0,20 M di NaOH. Calcolare la
concentrazione della soluzione di acido
solforico
• Si mescolano 59 ml di HCl 0,1 M con 60
ml di NaOH 0,15M.
• Si calcoli il pH della soluzione risultante.