LE REAZIONI CHIMICHE
• Le reazioni chimiche sono trasformazioni in cui una o più molecole (reagenti)
vengono convertite in molecole diverse (prodotti); durante le reazioni chimiche
avvengono scambi di materia ed energia e si formano e/o rompono legami chimici;
• le specie chimiche reagiscono tra loro secondo rapporti precisi, che vengono
indicati dai coefficienti di reazione;
• i reagenti non si trasformano completamente nei prodotti e la reazione prosegue
fino a raggiungere l’equilibrio chimico, che è peculiare di ciascuna reazione chimica,
in cui le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono costanti nel tempo.
I2 +
Sb
SbI3
Stechiometria
•
E’ la descrizione dei rapporti quantitativi fra le sostanze che partecipano ad una
reazione chimica. Le leggi alla base della stechiometria sono:
a) il peso totale dei reagenti deve essere uguale al peso totale dei prodotti (Lavoisier),
b) un elemento non può essere trasformato in un altro elemento,
c) ogni composto ha una composizione definita e costante (Dalton),
d) quando due elementi formano due composti, i diversi pesi dell’uno che si
combinano con il medesimo peso dell’altro sono in rapporto di numeri interi
piccoli (Dalton).
•
Un’equazione chimica descrive quello che avviene in una reazione chimica. E’
bilanciata quando la somma degli atomi di ciascun elemento che compare tra i
reagenti è pari alla somma degli atomi di quello stesso elemento che appare tra i
prodotti:
Sb + I2  SbI3 non bilanciata
•
2Sb + 3I2  2SbI3 bilanciata
Grammo-mole (atomo) o mole è l’unità di peso utilizzata nelle reazioni chimiche.
CINETICA DELLE REAZIONI CHIMICHE
La cinetica studia la velocità delle reazioni e i fattori che la influenzano.
•
La velocità di una reazione viene misurata come variazione della concentrazione
dei reagenti o dei prodotti nell’unità di tempo:
v= dC/dt
in generale per aA + bB  cC + dD
v= -d [A] /a.dt= -d[B]/b.dt= d[C]/c.dt=d[D]/d.dt
•
A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono un singolo reagente:
Aprodotti v=k.[A]n dove n=ordine di reazione (n>0 intero o frazionario)
k=costante di velocità
n e k devono essere determinati sperimentalmente:
se n=0 v= k
v è indipendente da [A] e il grafico v vs [A] è una retta
parallela all’asse x
[A]= [A]0 –kt
il grafico [A] vs t è lineare
a)
v=-d[A]/dt=k.[A]
v è direttamente proporzionale a [A] e
(k tempo-1)
il grafico v vs [A] è lineare e passa per 0,0
integrando ln[A]=ln[A]0–kt
il grafico ln[A] vs t è lineare
il tempo richiesto per dimezzare [A]0 (t1/2) dipende solo da k
ln[A]0/ln [A]=ln2=kt t1/2=0.693/k
la più importante reazione di I ordine è quella di decadimento radioattivo;
c) se n=2
v=k. [A]2
integrando 1/[A]=1/[A]0 + kt il grafico 1/[A] vs t è lineare
b) se n=1
•
A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono più di un reagente:
aA + bB  prodotti
v= k [A]m x [B]n
dove m=ordine di reazione rispetto ad A
n=ordine di reazione rispetto ad B
m+n=ordine totale della reazione
m e n possono essere determinati mantenendo costante la concentrazione
di un reagente e variando quella dell’altro reagente.
N2O5(g)
2NO2(g) + ½ O2(g)
v= - d[N2O5]/dt= d[NO2]/2dt= d[O2]/1/2dt
reazione di primo ordine:
v vs [N2O5]
N2O5(g)
2NO2(g) + ½ O2(g)
ln[N2O5] vs t
reazione di secondo ordine:
HI (g)
½ H2 (g) + ½ I2 (g)
• Dalle espressioni delle velocità è possibile (ma estremamente complesso) ricavare
un meccanismo di reazione plausibile con l’espressione osservata:
per
CO + NO2  NO + CO2
aT>600K
v= k [CO][NO2]
in fase gassosa
ordine totale 2
aT<600K
v=k[NO2]2
ordine 2 rispetto NO2
suggerendo
NO2 + NO2  NO3 + NO
stadio lento che determina la velocità
CO + NO3  CO2 + NO2
stadio veloce
CO + NO2  NO + CO2
• in generale gli stadi elementari possono essere:
monomolecolari
AB +C
bimolecolari
A+BC+D
trimolecolari
A+B+C D+E
v=k[A]
v=k [A][B]
v= k[A][B][C]
• La costante di velocità k dipende da T e la relazione che lega k e T è l’equazione
di Arrhenius:
k= A . e –Ea/RT
dove
A=costante di Arrhenius
Ea=energia di attivazione, costante caratteristica di ogni reazione
dall’equazone di Arrhenius
lnk=lnA – Ea/RT
dal grafico k vs 1/T è possibile ricavare Ea
CO + NO2  NO + CO2
Ea= -R x pendenza= 134 kJ/mol
• I diagrammi dell’energia di reazione correlano l’energia totale del sistema con la
variabile tempo: Ea è la barriera energetica che i reagenti devono superare per
trasformarsi nei prodotti.
A T=cost e P=cost le variazioni di energia
di un sistema sono dette variazioni di
entalpia DH. Il DH di reazione è –226 kJ/mole
e la reazione è esotermica. Se DH è positivo,
la reazione è endotermica.
energia
Coordinata di reazione
• In base alla teoria della collisione molecolare una reazione chimica ha luogo
quando le molecole dei reagenti collidono con una orientazione corretta e
un’energia sufficiente a rompere i legami. Ea è la quantità minima di energia
che le molecole devono possedere perché la collisione sia efficace.
• Il modello collisionale propose: k= p . Z . f= A . e-Ea/RT dove
p=fattore sterico, non influenzato da T
Z=frequenza delle collisioni, che dipende dalla concentrazione dei reagenti e
non da T
f =frazione delle collisioni in cui l’energia delle molecole in collisione è uguale
o maggiore di Ea e varia con T
p: fattore sterico
Z: frequenza delle collisioni
f: temperatura ed Ea. Un aumento di 10°C
generalmente raddoppia la velocità.
• In base al modello dello stato di transizione tra i reagenti e i prodotti di una reazione
esiste uno stato intermedio in cui si forma il complesso attivato, che può sia
decomporre nei prodotti superando la barriera di energia che ritornare ai reagenti.
Ea è l’aumento di energia del complesso attivato
rispetto ai reagenti.
Il complesso attivato è una “pseudomolecola”
composta dai reagenti mantenuti vicini da
“legami parziali”, che non richiedono la rottura,
ma solo l’indebolimento dei precedenti legami.
Ciò spiegherebbe perché Ea è molto minore delle
energie di legame dei reagenti.
E
E
Coordinata di reazione
• Un catalizzatore è una sostanza che aumenta la velocità di una reazione senza
venire consumata nel corso della reazione. Il meccanismo di azione consiste
nell’abbassare l’energia di attivazione Ea. I catalizzatori chimici possono essere
eterogenei (Pt e Rh nel convertitore catalitico delle automobili) o omogenei.
I catalizzatori biologici sono gli enzimi.
Il complesso intermedio A-catalizzatore
reagisce facilmente con B, formando C e D
e liberando il catalizzatore. Il percorso di
reazione cambia, mentre l’energia liberata
dalla reazione rimane costante.
Nella reazione catalizzata, ad ogni T un
maggior numero di molecole di reagente
possiede l’energia necessaria per
collisioni efficaci.
n°
mol.
velocità molecolare crescente (energia)
EQUILIBRIO CHIMICO
• A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono un singolo reagente AB a mano
a mano che A si trasforma in B, la velocità della reazione AB diminuisce, perché
diminuisce la [A]; d’altra parte [B] aumenta, per cui aumenta la velocità della reazione
inversa BA; ad un certo punto si arriverà ad una situazione nella quale le due
velocità se eguagliano e le [A] e [B] non cambiano più, cioè non si ha più una
trasformazione netta in un senso o nell’altro e si è raggiunto l’equilibrio chimico.
• All’equilibrio
v1=v2
k1[A]=k2[B]
reazione 1 AB
reazione 2 BA
k1/k2= [B]/[A]=Keq equazione dell’equilibrio
l’equazione dell’equilibrio correla le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti
all’equilibrio:
se Keq=1 la reazione è all’equilibrio quando [B]=[A]
se Keq=10 la reazione è all’equilibrio quando [B]=10[A]
• La costante di equilibrio Keq consente di prevedere il verso predominante di una
reazione in condizioni standard (1atm, 1M):
se Keq >1
predomina la reazione diretta
• in generale, all’equilibrio aA + bB
se Keq <1
predomina la reazione inversa
cC + dD
Keq= [C]cx[D]d/[A]ax[B]b
• Un’importante conseguenza della legge di azione di massa è che qualora si
aggiunga o si sottragga un reagente o un prodotto ad una reazione all’equilibrio,
“si costringe” il sistema a reagire in modo da ritrovare l’equilibrio (principio di
Le Chatelier).
HCOOH + CH3CH2OH
HCOOCH2CH3 + H2O
aggiungendo alcool etilico, aumenta la velocità della reazione diretta e viceversa
aggiungendo acqua, aumenta la velocità della reazione inversa.
La concentrazione relativa di reagenti e prodotti all’equilibrio dipende
dalle altezze relative delle barriere dell’energia di attivazione delle
reazioni in un senso e in quello inverso.
• Un altro indicatore della spontaneità delle reazioni in condizioni standard è la
variazione di energia libera di Gibbs DG0(quota di energia di un sistema utile a
compiere un lavoro). DG0 e Keq sono correlate:
DG0= -RT lnKeq
quindi Keq>1 corrispondono DG0<0 e Keq<1 corrispondono a DG0>0.
Keq
103
102
101
1
10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6
a 25°C
DG0
(kJ/mole)
-17
-11
-5.7 0
5,7
11
17
23
28
34
• In condizioni diverse dalle condizioni standard, la variazione di di energia libera
di Gibbs DG è:
DG= DG0 + RTlnQ
dove Q=quoziente della reazione= [C]cx[D]d/[A]ax[B]b in condizioni diverse
dall’equilibrio. Se DG>0 la reazione è endoergonica e non spontanea, se DG<0
la reazione è esoergonica.
• All’equilibrio
DG=0
• Se Q<Keq, la reazione procederà spontaneamente dai reagenti verso i prodotti.
• Se Q>Keq, la reazione procederà spontaneamente dai prodotti verso i reagenti;
per far procedere la reazione diretta oltre le condizioni di equilibrio si deve fornire
energia al sistema.
DG= DG0 + RTlnQ= -RTlnKeq + RTlnQ= RTlnQ/Keq
LA VARIAZIONE DI ENERGIA LIBERA DG DIPENDE DALLE
CONCENTRAZIONI DEI REAGENTI E DEI PRODOTTI.
Da “Bochemical Calculations” di I.H. Segel
• Per la reazione di idrolisi di ATP a pH 7 e in presenza di 10mM Mg2+
(condizioni fisiologiche):
ATP  ADP + Pi
Keq=105M
i mitocondri mantengono un Q=10-5M, dieci ordini di grandezza inferiori a Keq,
percui a 25°C
DG= RTlnQ/Keq= - 57 kJ/mole
•In una sequenza di reazioni A B  C D le variazioni di DG godono della
proprietà additiva:
Fe2O3 (s)  2Fe(s) + 3/2 O2 (g)
CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g)
DG0 a 25°C +742kJ
DG0 a 25°C -257kJ
Fe2O3 (s)  2Fe(s) + 3/2 O2 (g)
3CO (g) + 3/2 O2 (g)  3CO2 (g)
Fe2O3 (s) + 3CO (g)  2Fe(s) + 3CO2 (g)
DG0= +742 + 3(-257) kJ= -29 kJ
• In biochimica molte reazioni sono accoppiate in modo da mantenere DG<0:
glucosio + Pi  glucosio6Pi + H2O
ATP + H2O  ADP + Pi
ATP + glucosio  glucosio6Pi + ADP
a 37°C DG0=13.8 kJ/mole
a 37°C DG0= -30.5 kJ/mole
DG0= -16.7 kJ/mole
REAZIONI ACIDO-BASE
Il modello Acido-Base di Bronsted-Lowry
• un acido è un donatore di protoni (H+)
• una base è un accettore di protoni (H+)
• in una reazione acido-base, un protone si trasferisce da un acido ad una base.
HB + AHA + BHB e HA agiscono come acidi di Bronsted-Lowry nella reazione diretta e in
quella inversa, rispettivamente; A- e B- agiscono come basi.
• la specie che si forma quando viene rimosso un protone da un acido è detta base
coniugata di quell’acido; la specie che si forma quando viene aggiunto un protone
ad una base è detta acido coniugato di quella base.
B- è la base coniugata di HB
HA è l’acido coniugato di A• una specie che può accettare o donare un protone è detta anfiprotica. La molecola
dell’acqua è anfiprotica:
-H+
+H+
H
[O-H]H-O-H
[H-O-H]+
ione idrossido
ione idronio
Il Prodotto Ionico dell’acqua
• L’acqua si dissocia secondo l’equilibrio (elettrolita debole):
H2O + H2O
H3O+ + OHionizzazione dell’acqua
H2O e H3O+ sono gli acidi secondo Bronsted-Lowry per le reazioni diretta e inversa,
rispettivamente; H2O e OH- sono le basi; OH- è la base coniugata di H2O; H2O è
la base coniugata di H3O+. Più semplicemente, l’equilibrio può essere scritto:
H2O
H+ + OHKeq= [H+].[OH-]/[H2O]
poiché [H2O] non cambia significativamente,
Keq.[H2O] = [H+].[OH-]= Kw = 10-14
costante di ionizzazione dell’acqua
poiché [H+]=[OH-]
Kw= [H+].[OH-]= [H+]2= 10-14 (M2)
[H+]= 10-7 M=[OH-]
l’acqua pura contiene pochissimi ioni H+ e OH- in concentrazioni uguali.
• Nella maggior parte delle soluzioni, le concentrazioni di H+ e OH- non sono uguali,
ma inversamente proporzionali.
Una soluzione è detta:
soluzione neutra se [H+]= 10-7 M=[OH-]
soluzione acida se [H+]> 10-7 M e [OH-]< 10-7M
soluzione basica se [H+]< 10-7 M e [OH-]> 10-7M
• Nel 1909 il biochimico S. Sorensen propose il termine pH per indicare l’acidità
di una soluzione:
pH= -log [H+]
Una soluzione è:
acida se pH<7
neutra se pH=7
basica se pH>7
Un approccio simile è usato per la [OH-]:
pOH= -log [OH-]
da cui
pH + pOH=14
• Il pH di una soluzione può essere misurato in modo preciso con il piaccametro
(pH-metro), che trasforma la [H+] in un segnale elettrico, che viene convertito in un
visualizzatore digitale. Un modo meno preciso, molto utilizzato per i fluidi biologici,
utilizza strisce di carta ricoperte da una miscela di coloranti sensibili al pH (cartina
del pH).
pH di soluzioni di acidi e basi forti
•Diversi composti, se posti in acqua, agiscono come acidi o basi, liberando o
legando H+, rispettivamente:
AH + H2O H3O+ + AKeq=[H3O+].[A-]/[AH].[H2O]
poiché [H2O] non cambia significativamente
Keq.[H2O]=[H3O+].[A-]/[AH]=Kd=Ka costante di dissociazione acida
(ionizzazione)
B + H2O OH- + BH+
Keq=[OH-].[BH+]/[B].[H2O]
Similmente
Keq.[H2O]=[OH-].[BH+]/[B]=Kd=Kb costante di dissociazione basica
(ionizzazione)
GLI ACIDI E LE BASI FORTI HANNO Kd > 10-3
Es: HCl; HBr; HI; HClO4; HNO3; H2SO4
LiOH; NaOH; KOH; Ca(OH)2; Sr(OH)2; Ba(OH)2
• Il pH di una soluzione acquosa di un acido o base forte si ottiene:
pH= -log [acido]
pOH= -log[base]
pH=14 - pOH
pH di soluzioni di acidi e basi deboli
• Hanno Kd<10-3; di solito, meno dell’1% di molecole vengono trasformate in ioni.
La maggior parte dei composti di importanza biologica sono acidi o basi deboli.
• Acidi deboli sono:
- molecole contenenti un atomo di idrogeno ionizzabile: ac. acetico,benzoico,
carbonico ecc.
- cationi metallici, eccetto quelli dei gruppi 1 e 2 della Tavola Periodica: Al3+,
Zn2+ecc.
Più debole è l’acido, più piccolo è il valore di Ka e più elevato è il valore di
pKa, essendo pKa= -log Ka
• Basi deboli sono:
- molecole in grado di accettare un protone: ammoniaca, ammine ecc.
- anioni che derivano da acidi deboli: fluoruro, bicarbonato, lattato ecc.
Più debole è la base, più piccolo è il valore di Kb e più elevato è il valore di
pKb, essendo pKb= -log Kb
•Il pH di una soluzione acquosa di un acido debole HA si ottiene:
da
Ka =[H+].[A-]/[AH]=[H+].[A-]/([AH]0 - [A-])
se [AH]0 - [A-] è circa uguale a [AH]0 , essendo [H+]=[A-]
Ka=[H+].[H+]/[AH]0
[H+]= (Ka . [AH]0)1/2
pH= -log (Ka . [AH]0)1/2= -log (Ka . Ca)1/2
• Il pH di una soluzione acquosa di una base debole B si ottiene:
pOH= -log (Kb . [B]0)1/2 = -log (Kb . Cb)1/2
• Sommando le equazioni delle ionizzazioni dell’acido debole HB e della sua base
coniugata B-:
HB H+ + BKa di HB
B- + H2O HB + OHKb di BH2O
H+ + OHKw
Kw=Ka . Kb= 10-14
per ogni coppia coniugata acido-base, se l’acido è forte la base è debole e
viceversa.
Ka
acido
base
coniugata
Kb
>10-3
HCl
Cl-
<10-11
>10-3
HNO3
NO3-
<10-11
H3 O+
H2 O
6.9.10-4
HF
F-
1.4.10-11
1.8.10-5
CH3COOH
CH3COO-
5.6.10-10
1.4.10-5
Al(H2O)63+
Al(H2O)5(OH)2+
7.1.10-10
4.4.10-7
H2CO3
HCO3-
2.3.10-8
H2 O
OH-
CH3CH2OH
CH3CH2O-
<10-11
>10-3
Soluzioni
molto
acide
Soluzioni
acide
Soluzioni
basiche
Acidi deboli poliprotici
• Alcuni acidi deboli contengono più di un atomo di idrogeno ionizzabile. Tali acidi
ionizzano per stadi, con costanti di equilibrio diverse per ciascun stadio:
H3PO4
H2PO4HPO42-
Ka1= 7.1.10-3
Ka2= 6.2.10-8
Ka3= 4.5.10-13
H+ + H2PO4H+ + HPO42H+ + PO43-
• Ka diventa più piccola ad ogni stadio successivo:
Ka1< Ka2 <Ka
in pratica, gli H+ in soluzione provengono dalla prima dissociazione:
pH= -log (Ka1 . Ca)1/2
Acido
Ka1
Ka2
H2CO3
4.4.10-7
4.7.10-11
(COOH)2
5.9.10-2
5.2.10-5
H2SO3
1.7.10-2
6.0.10-8
pH di soluzioni di sali
• Quando un acido reagisce a completamento (salificazione completa) con una base
forma un sale; quando un sale si scioglie in acqua, il catione e l’anione si separano
l’uno dall’altro:
AH + BOH
A- + B+ + H2O
• Si distinguono quattro tipi di sali provenienti da:
acido forte con base forte
soluzione neutra
HCl + NaOH
Na+ + Cl- + H2O
pH=7
acido debole con base forte
soluzione basica
CH3COOH + NaOH
Na+ + CH3COO- + H2O
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OHpOH= -log (Kw/Ka.Cb)1/2= -log (Kw/Ka.Cs)1/2
pH=14-pOH >7
acido forte con base debole
soluzione acida
HCl + NH3
NH4+ + ClNH4+ + H2O
NH3 + H3O+
pH= -log (Kw/Kb.Ca)1/2= -log (Kw/Kb.Cs)1/2
pH<7
acido debole con base debole
il pH dipende dalle forze relative di acido e base:
se Ka>Kb il sale è acido
se Kb>Ka il sale è basico
pH di soluzioni tampone
• Una soluzione tampone è molto resistente alle variazioni di pH dovute all’aggiunta
di un acido o di una base forte. Può essere costituita:
- un acido debole e la sua base conuigata: CH3COOH e CH3COO- una base debole e il suo acido coniugato: NH3 e NH4+
• Una soluzione tampone costituita da un acido debole (HA) e dal suo sale con una
base forte (A-) ha un pH vicino al pH della soluzione dell’acido debole. In soluzione
esistono i seguenti equilibri:
CH3COOH + H2O
CH3COO- + H3O+
determina la [H+]
CH3COONa + H2O
Na+ + CH3COO- + H2O
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OHKa= [CH3COO-][H3O+]/[CH3COOH]
[H+]=Ka.[CH3COOH]/[CH3COO-]
assumendo che l’equilibrio venga raggiunto senza apprezzabile cambiamento della
concentrazione di CH3COOH e CH3COONa,
[CH3COOH]eq= [CH3COOH]0
[CH3COO-]eq=[CH3COONa]0
[H+]=Ka.[CH3COOH]0/[CH3COONa]0
pH=pKa + log [CH3COONa]0/[CH3COOH]0
In generale:
pH=pKa + log Cs/Ca equazione di Henderson-Hasselbach
Come si prepara una soluzione tampone?
Aggiungendo ad un volume
di acqua quantità uguali di
moli di CH3COOH e
CH3COONa o diverse, ma
tali che 1/10 < Cs/Ca < 10
Aggiungendo ad una soluzione
acquosa di CH3COOH una quantità
uguale di moli di NaOH o diversa,
ma tale che 1/10 < Cs/Ca < 10
In pratica, ad una soluzione di un acido debole si aggiungono quantità
crescenti di una base forte, finchè il pH della soluzione sia compreso tra:
pKa-1<pH<pKa+1
• Quando si aggiungono ioni OH- e H+ la soluzione tampone AH/A- reagisce
nel seguente modo:
HA + OHA - + H2 O
A - + H+
AH
entrambe le reazioni hanno Keq molto grandi, percui vanno a completamento.
• La capacità tamponante è correlata alle moli di HA e A-: aumentando la
concentrazione iniziale di (HA + A-) aumenta la capacità tamponante.
Per ogni soluzione tampone :
a
pH=pKa Cs=Ca
massimo potere tamponante
In generale la capacità tamponante è buona per
1/10 < Cs/Ca < 10, cioè per pH=pKa+1
Man mano che Ha e A- sono consumate,
la capacità del tampone diminuisce, prima
lentamente e poi rapidamente.
5.00
H+ aggiunti
OH- aggiunti
• Una soluzione tampone costituita da una base debole (B) e dal suo sale con un
acido forte (B+) ha un pH vicino al pH della soluzione della base debole:
pOH=pKb + log Cs/Cb
La capacità tampone è significativa per
1/10 < Cs/Cb < 10, cioè per pOH=pKb+1
• L’equazione di Henderson-Hasselbach permette di determinare per una
soluzione tampone:
- il pH conoscendo il rapporto Cs/Ca-Cb
- il rapporto Cs/Ca-Cb conoscendo il pH.
Titolazioni acido-base
• Quando una soluzione acquosa acida viene mescolata con una soluzione basica,
avviene una reazione acido-base e si forma un sale.
• Per una salificazione completa, il numero di equivalenti di acido deve essere
uguale al numero di equivalenti di base.
Un equivalente di acido è la quantità che da origine ad 1 mole di H+ e un
equivalente
di base è la quantità capace di reagire con 1 mole di H+.
massa di 1 equivalente= massa di 1 mole/valenza
N=n° di equivalenti/l=M.valenza
• Si distinguono le seguenti reazioni acido-base.
-Acido forte-base forte (reazioni di neutralizzazione): l’equazione di reazione è:
H+ + OH-  H2O il sale è neutro
-Acido debole-base forte: l’equazione di reazione è:
HA H+ + AH+ + (B)OH-  H2O
HA +(B)OH- (B)A- + H2O
Keq= 1/Kb>>1 la reazione va a completamento
il sale è basico
-Acido forte-base debole: l’equazione di reazione è:
B + H2O  BH+ + OHOH- + (A)H  H2O
B + (A)H  BH+ Keq=1/Ka>>1
la reazione va a completamento
il sale è acido
• Le reazioni acido-base sono utilizzate per determinare la concentrazione di una
specie disciolta. Si esegue una titolazione, misurando il volume di una soluzione di
concentrazione nota richiesta per ottenere la salificazione completa (punto di
equivalenza) di una quantità misurata di campione di concentrazione incognita.
• Per rilevare il punto di equivalenza si può usare il pH-metro o un indicatore
acido-base, un acido debole HIn che ha un colore diverso della sua base coniugata
In-: il cambiamento di colore avviene per pH vicini a pKa (pH=pKa+1).
Indicatore
Colore HIn
Colore In-
pKa
rossometile
rosso
giallo
5
blue di
bromotimolo
giallo
blu
7
fenoftaleina
incolore
rosa
9
Titolazione acido-base (HCl-NaOH)
La beuta contiene HCl a concentrazione
incognita e l’indicatore BB. La buretta
contine NaOH a concentrazione nota, che
viene aggiunta lentamente, finchè BB rivela
il punto di equivalenza (p.e.).
Titolazione acido forte-base forte
(HCl-NaOH)
- al p.e. il pH è 7
- vicino al p.e. il pH cresce molto rapidamente
Soluzioni
tampone
Titolazione acido debole-base forte
(CH3COOH-NaOH)
-intorno a pKa il pH cambia lentamente,
- al p.e. il pH >7
Titolazione base debole-acido forte
(NH3-HCl)
- intorno a pKb il pH cambia lentamente
- al p.e. il pH<7