Reazioni acido-base
SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA
HG + H2O
HG + H2O
H2G+ + OH–
G– + H3O+
Kb2
Ka2
Scelta delle approssimazioni: CHG = [H2G+] + [HG] + [G–]
[H3O+] + [H2G+] = [OH–] + [G–]


Risolvendo il sistema si ricava: H 3O  
K a1  K a 2
Nella formula si usa il simbolo “≈” poiché [H3O+] e [OH–] sono
poco spesso entrambi approssimabili rispetto a [H2G+] e [G–].
L’equazione rappresenta quindi una stima per il calcolo del pH
di anfoliti di sistemi diprotici (si può dimostrare che la stima è
tanto migliore, quanto maggiore è C e quanto più il pH è vicino a 7).
N.B. l’equazione vale sempre, indipendentemente dalla carica
dell’anfolita (cioè vale per HA, HA+, HA–, HA2–, ecc.)
1
Reazioni acido-base
Esercizio: calcolare (casi a–c) o stimare (casi d–h) il pH delle
seguenti soluzioni:
a) acido fosforico (H3PO4) 0.1 M
b) fosfato di sodio (Na3PO4) 0.1 M
c) acido cloridrico 0.1 M + acido fosforico 0.05 M
d) NaOH 0.031 M e NH4Cl 0.030 M. Kb (NH3) = 1.75∙10–5
e) NaHCO3 (bicarbonato di sodio) 0.1 M
f) NaHCO3 0.01 M
g) NaHA 0.01 M
h) NaHB 0.01 M
Per H3PO4 Ka1 = 5.89∙10–3, Ka2 = 6.17∙10–8, Ka3 = 4.79∙10–13
Per H2CO3 Ka1 = 4.47∙10–7, Ka2 = 4.68∙10–11
HA– è l’anione dell’amfotericina (un antifungino).
Per H2A Ka1 = 2.00∙10–6, Ka2 = 10–10
HB– è l’anione del bromazepam (un sonnifero).
Per H2B Ka1 = 1.26∙10–3, Ka2 = 10–11
2
Reazioni acido-base
a) acido fosforico (H3PO4) 0.1 M, Ka1 = 5.89∙10–3, Ka2 = 6.17∙10–8,
Ka3 = 4.79∙10–13
Acido triprotico. Ka1 > 100Ka2, per cui è come ac. monoprotico,
però C < 100Ka1, per cui non vale formula semplice.
 K a1  K a21  4 K a1C
pH = 1.67
[H3O+] =
2
all’esame scritto specificare sempre quale formula si usa, e
perché!
b) fosfato di sodio (Na3PO4) 0.1 M
Sale che dissocia formando Na+ (ione indifferente) e la base
triprotica PO43–.
Kb1 = 10–14/Ka3 = 2.09·10–2, Kb2 = 10–14/Ka2 = 1.62·10–7,
Kb3 = 10–14/Ka1 = 1.70·10–12
Kb1 > 100Kb2, C < 100Kb1
2
 K b1  K b1
 4 K b1C
–
[OH ] =
2
pH = 12.56
3
Reazioni acido-base
c) acido cloridrico 0.1 M + acido fosforico 0.05 M
Miscela di acido forte più concentrato ed acido debole più diluito:
il pH è (con ottima approssimazione) pari a quello dell’acido forte
da solo: pH = 1 (il fatto che l’acido più debole sia poliprotico non
cambia il ragionamento fatto la lezione scorsa)
d) NaOH 0.031 M e NH4Cl 0.030 M. Kb (NH3) = 1.75∙10–5
Innanzitutto NH4Cl → NH4+ + Cl– (sale)
Avviene subito anche l'altra reazione completamente spostata a
destra, quella tra acido debole e base forte:
NH4+ + NaOH → NH3 + Na+ + H2O
0.030 0.031
0
0.001
0
0.030
0
0.030
(all’inizio)
(dopo la reazione)
La soluzione è come se fosse NaOH 0.001 M + NH3 0.03 M,
cioè è una miscela di due basi
4
Reazioni acido-base
Poiché le concentrazioni sono le stesse dell’esercizio visto in
precedenza (diapositive 16-17), anche i risultati sono identici:
fare riferimento a quell’esercizio.
e) NaHCO3 (bicarbonato di sodio) 0.1 M.
Per H2CO3 Ka1 = 4.47∙10–7, Ka2 = 4.68∙10–11.
Anfolita dell’acido carbonico, stimiamo il pH:
H O  

3
K a1  K a 2  4.57 109 M
pH ≈ 8.34
Il pH ce lo aspettavamo vicino alla neutralità, e comunque
leggermente basico?
E’ vicino alla neutralità, perché l’anfolita bicarbonato è
debolissimo sia come acido (Ka2 = 4.68∙10–11) che come base
(Kb2 = 10−14/Ka1 = 2.24∙10–8). Inoltre, il pH è basico perché
Kb2 > Ka2
5
Reazioni acido-base
f) NaHCO3 (bicarbonato di sodio) 0.01 M.
Per H2CO3 Ka1 = 4.47∙10–7, Ka2 = 4.68∙10–11.
H O  

3
K a1  K a 2  4.57 109
pH ≈ 8.34
Il pH è venuto identico al caso e)
Il pH di un anfolita non dipende dalla sua concentrazione
iniziale (se valgono le approssimazioni che portano a questa
formula semplice).
g) NaHA (sale sodico dell’amfotericina B) 0.01 M.
Per H2A Ka1 = 2.00∙10–6, Ka2 = 10–10.
(a questo punto è chiaro che, in questi casi, il valore della
concentrazione iniziale è un dato che non serve)
H O  

3
K a1  K a 2  1.4 108
pH ≈ 7.85
h) NaHB (sale sodico del bromazepam) 0.01 M.
Per H2A Ka1 = 1.26∙10–3, Ka2 = 10–11.
6
Reazioni acido-base
H O  

3
K a1  K a 2  1.12 107
pH ≈ 6.95
pH quasi neutro, perché l’anfolita HB ha forza quasi identica come
acido (Ka2 = 1∙10–11) e come base (Kb2 = 10−14/Ka1 = 0.79∙10–11).
SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA
(sistema poliprotico)
Per anfoliti di sistemi poliprotici vale l’equazione:
H O  

3
K a(i)  K a(i 1)
dove “i” ed “i+1” sono le deprotonazioni coinvolte
dall’anfolita in esame (vedere esempi seguenti).
Esercizio: stimare il pH delle seguenti soluzioni:
a) K2HPO4 (fosfato monoacido di potassio) 0.1 M
b) NaH2PO3 (fosfato biacido di sodio) 0.1 M
Per H3PO4 Ka1 = 7.94∙10–3, Ka2 = 6.31∙10–8, Ka3 = 3.98∙10–13.
7
Reazioni acido-base
SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA
(sistema poliprotico)
a) K2HPO4 (fosfato monoacido di potassio) 0.1 M
Per H3PO4 Ka1 = 7.94∙10–3, Ka2 = 6.31∙10–8, Ka3 = 3.98∙10–13.
K2HPO4 è un sale che si dissocia in K+ (ione indifferente) e HPO42–.
Il pH è dato solo da HPO42– le cui reazioni acido-base sono:
HPO42– + H2O
H2PO4– + OH–
HPO42– + H2O
La prima reazione è la Kb2=10–14/Ka2
La seconda reazione è la Ka3
Quindi le Ka coinvolte sono Ka2 e Ka3
H O  

3
PO43– + H3O+
K a2  K a3  1.58 1010 M
pH ≈ 9.80
Il pH è venuto piuttosto basico perché Kb2 (=10–14/Ka2=1.58·10–7) è
parecchio maggiore di Ka3.
P.S. anche in questi tipi di problemi il dato di concentrazione
8
iniziale non serve
Reazioni acido-base
SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA
(sistema poliprotico)
b) NaH2PO4 (fosfato biacido di sodio) 0.1 M
Per H3PO4 Ka1 = 7.94∙10–3, Ka2 = 6.31∙10–8, Ka3 = 3.98∙10–13.
Il pH è dato dall’anfolita H2PO4– (Na+ è indifferente), le cui
reazioni acido-base sono:
H2PO4– + H2O
H3PO4 + OH–
H2PO4– + H2O
HPO42– + H3O+
La prima reazione è la Kb3=10–14/Ka1
La seconda reazione è la Ka2
Quindi le Ka coinvolte sono Ka1 e Ka2
H O  

3
K a1  K a2  2.24 105
pH ≈ 4.65
Qui il pH è venuto piuttosto acido perché Ka2 è parecchio maggiore
di Kb3 (=10–14/Ka1=1.26·10–12).
9
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
I diagrammi di distribuzione riportano la concentrazione
delle varie forme in cui è presente l’acido monoprotico (HA
ed A) in funzione del pH.
Esprimiamo [A] in funzione del pH:
[A]

C
Quindi [A] = C, da cui:
Ka
K a  H 3O 

Ka
A  C
K a  H 3O 




(la formula non dipende dalla carica dell’acido)
10
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
Ka
A  C
K a  H 3O  
Ora esprimiamo anche [HA] in funzione di Ka e del pH:
C = [A] + [HA], da cui [HA] = C – [A]
Ka
HA   C  C
K a  H 3O 

HA   C H O 
K  H O 


da cui:
3

a
3
A questo punto poniamo in grafico gli andamenti di [HA]
ed [A] in funzione del pH, ad esempio per l’acido acetico
(pKa=4.76):
11
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
C1
[A–]
[HA]
0.8
alfa
[conc.]
0.6
0.4
acido acetico
pKa
Ka=1.75.10−5
pKa=4.76
0.2
00
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14
pH
12
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
C1
[HA]
[A]
alfa
0.8
[conc.]
0.6
0.4
acido acetico
Ka=1.75.10−5
pKa=4.76
pKa
0.2
A  C
Ka
K a  H 3O 
 
HA   C H O 
K  H O 

3

a
3
00
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14
pH
CARATTERISTICHE DEI DIAGRAMMI:
* [HA] = [A] per pH = pKa
* le due curve sono simmetricamente distribuite attorno alla pKa
* la forma non dipende da C
* la somma tra le due curve ad ogni pH è sempre pari a C
* [A] è trascurabile e tende a zero se (circa) pH < pKa – 2
* [HA] è trascurabile e tende a zero se (circa) pH > pKa + 2
13
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
* la forma non dipende da C
Nei diagrammi di distribuzione si preferisce di solito riportare le
frazioni () piuttosto che le concentrazioni.
11
A
HA
A 
0.8
alfa

[A]
Ka

K a  H 3O  
C
(frazione dissociata)
0.6
0.4
acido acetico
Ka=1.75.10−5
pKa=4.76
pKa
0.2
00
0
1
2
3
4
5
6
7
pH
8
9
10 11 12 13 14
 HA
[HA]

H 3O  


K a  H 3O  
C
(frazione indissociata)
14
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
11
A
HA
0.8
alfa

0.6
0.4
acido acetico
Ka=1.75.10−5
pKa=4.76
pKa
0.2
00
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
[A  ]
Ka

A 
K a  H 3O  
C
 HA
[HA]

H 3O  


K a  H 3O  
C
10 11 12 13 14
pH
Utilità dei diagrammi di distribuzione: prevedere in quale
forma si trova un acido debole ad un dato pH (cioè in
situazioni in cui il pH è tamponato, e la presenza dell’acido
debole non modifica il pH. Esempio: liquidi fisiologici).
15
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia:
assorbimento di farmaci da parte dell’organismo
L’assorbimento di una certa molecola da parte dell’organismo si
ha se la molecola è in grado di attraversare le membrane cellulari
dello stomaco e dell’intestino.
L’assorbimento di una qualsiasi molecola (e quindi anche di un
farmaco) attraverso una membrana cellulare avviene
essenzialmente attraverso tre meccanismi:
1) Le molecole molto piccole, indipendentemente da come sono
fatte, attraversano le membrane passando per i pori molto
piccoli. Ad esempio: acqua, alcol etilico.
16
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia:
assorbimento di farmaci da parte dell’organismo
2) alcune molecole hanno dei meccanismi di attraversamento
specifici e “dedicati”, aventi lo scopo di assimilare quella
determinata molecola e non altre; si parla di attraversamento
attivo, ed è limitato a molecole utili all’organismo, quali vitamine,
ioni metallici essenziali, ecc.
3) Tutte le altre molecole (quelle più grandi e non essenziali,
quindi i farmaci) attraversano le membrane in maniera passiva,
mediante diffusione in essa.
N.B. molecole troppo grandi (PM > circa 400) non possono venire assorbite
come tali, ma necessitano della preventiva digestione dello stomaco.
17
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia:
assorbimento di farmaci da parte dell’organismo
Solo molecole neutre e poco polari, cioè chimicamente affini
al corpo non polare dei fosfolipidi che compongono le
membrane cellulari, sono in grado di attraversare le membrane
in maniera passiva.
In linea di principio, quindi, un farmaco che ha proprietà
acido-base può attraversare le membrane cellulari solo nella
sua forma neutra.
18
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia:
assorbimento di farmaci da parte dell’organismo
Esercizio: Per l’aspirina (acido acetilsalicilico) Ka=3.2.10−4, per
il paracetamolo Ka=3.16.10−10. Dire se aspirina e paracetamolo
(che sono neutri nella loro forma HA) sono assorbiti
preferenzialmente nello stomaco o nel duodeno. pH medio
dello stomaco = 2, pH medio del duodeno = 5.
Per rispondere, disegnare il diagramma “ad occhio” con le
regolette dette prima, oppure fare il calcolo delle frazioni A e HA
ai pH dati.
Qui disegnamo il diagramma.
19
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia:
assorbimento di farmaci da parte dell’organismo
1.0
HA
A
a pH = 2 HA è
elevato;
a pH = 5 HA è
molto più basso.
Quindi l’aspirina è
assorbita meglio
nello stomaco.
stomaco

duodeno
0.8
0.6
0.4
aspirina
0.2
0.0
0
2
4
6
8
10
12
14
pH
N.B. in realtà nello stomaco il tempo di permanenza è minore, per cui l’aspirina
viene in parte assorbita anche nella prima parte del duodeno. Ricordiamoci anche
queste sono considerazioni chimiche che non tengono conto di eventuali altri
20
meccanismi (es. quelli attivi) di attraversamento delle membrane.
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia:
assorbimento di farmaci da parte dell’organismo
1.0
A
HA
stomaco

duodeno
0.8
0.6
0.4
paracetamolo
0.2
0.0
0
2
4
6
8
10
12
14
Sia a pH = 2 che a
pH = 5 HA è
elevato; Quindi il
paracetamolo è
assorbito
ugualmente bene
nello stomaco e
nell’intestino.
pH
Confrontando i diagrammi per i due acidi, notiamo che le curve
per gli acidi deboli monoprotici sono sempre identiche tra loro; si
“spostano” a destra o a sinistra a seconda del valore di pKa
21
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Caso generale dell’acido debole monoprotico
1.0
A 
 HA
Ka
K a  H 3O 


H O 

K  H O 

oppure
base

0.8
0.6
paracetamolo o anione
paracetamolato
0.4
3

a
3
A
HA
0.2
0.0
0
2
4
6
8
10
12
14
pH
Poiché HA ed A dipendono solo da Ka e pH, il diagramma di
distribuzione non dipende dal fatto di avere inserito al
tempo “zero” l’acido HA o la base coniugata A
Ad esempio, se poniamo del paracetamolato di sodio (NaA) a
qualunque concentrazione iniziale in una soluzione tamponata ad
un certo pH, le frazioni di HA ed A sono le stesse che avremmo
22
ponendo del paracetamolo allo stesso pH.
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Acidi/basi poliprotici
Per tracciare i diagrammi di distribuzione ( vs. pH) di acidi e
basi poliprotici, si potrebbero ricavare le varie equazioni che
danno HnA, ..., H2A, HA e A in funzione di Ka1, Ka2, ..., e di
[H3O+]
In alternativa si può tracciare il grafico in maniera “empirica” dato
che gli andamenti di  per acidi e basi poliprotici hanno le stesse
caratteristiche degli andamenti visti per acidi e basi monoprotici.
Consideriamo ad esempio un acido/base diprotico, per il quale
possiamo definire H2A, HA e A come frazioni di forma
diprotonata, monoprotonata e completamente deprotonata
presenti in soluzione ad un certo pH.
23
Reazioni acido-base
DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE
Acidi/basi poliprotici
monoprotico
HA+H2O
A+H3O+ Ka
HA→1 e A→0 per pH<pKa−2
A→1 e HA→0 per pH>pKa+2
HA = A = 0.5 per pH = pKa
alfa
A
HA
0.8
H2A+H2O
HA+H2O
HA+H3O+
A+H3O+
Ka1
Ka2
H2A → 1 e HA → 0
HA + A = 1
1
diprotico
per pH < pKa1 − 2
HA → 1 e H2A → 0
per pH > pKa1 + 2
0.6
0.4
pKa
0.2
0
0
1
2
3
4
5
6
7
pH
8
9
10 11 12 13 14
24