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Lezione 17
1. Acidi e basi deboli
2. Relazione tra Ka e Kb
3. pH di acidi e basi deboli (esempi)
4. Idrolisi salina acida e basica
5. Soluzioni tampone
6. Equilibrio eterogeneo
7. Idrolisi salina acida e basica
8. Esercizi
Analizziamo i casi più frequenti
Acido forte
Base forte
Acido debole
Base debole
Idrolisi
Tampone
Valori di Ka per alcuni acidi monoprotici
Relazione tra Ka e Kb - Forza di acidi e basi
Ka
Kb
Kw
Ka = [A-][H3O+]
[HA]
Kb = [OH-][HA]
[A-]
Ka · Kb = [A-][H3O+]·[OH-][HA]
[HA] [A-]= Kw
La relazione tra [H3O+], pH, [OH-] e pOH
Poiché Kw è costante,
[H3O+] e [OH-] sono
interdipendenti e
variano in versi
opposti quando
aumenta l’acidità o la
basicità della
soluzione acquosa.
Il pH e il pOH sono
interdipendenti nello
stesso modo:
Kw=[H3O+][OH-]=10-14
pH + pOH = 14
Acidità di cationi metallici: Al3+
L’idrolisi degli ioni alluminio idratati produce ioni H3O+. Si ha trasferimento di
un protone da una molecola di H2O coordinata ad una molecola di acqua non
coordinata.
Acido debole (Ka < 1) in concentrazione ca
HA(aq) + H2O(l) ⇄A-(aq) + H3O+(aq)
(ca – x) x x
]HA[
]OH[]A[ 3a
K )xc(
x
a
2
a
K
Se l’acido è così debole che x << ca, allora:
aa3 c][A]O[H K
Base debole (Kb < 1) in concentrazione cb
B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq)
(cb – x) x x
]B[
]OH[]BH[b
K)xc(
x
b
2
b
K
Se la base è così debole che x << cb, allora:
bbc][BH][OH K
Esercizi:Calcola il pH di una soluzione di acido acetico CH3COOH 0,01 M (Ka = 1,8·10-5)
aa3 c][A]O[H K
L’ammoniaca è una base debole (Kb = 1,8·10-5). Calcola che conc.
deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia10,04.
] Kb b[OH c
H3PO4(aq) + H2O(l) ⇄ H2PO4-(aq) + H3O
+(aq) K1 = 7,1×10-3
H2PO4-(aq) + H2O(l) ⇄ HPO4
2-(aq) + H3O+(aq) K2 = 6,2×10-8
HPO42-(aq) + H2O(l) ⇄ PO4
3-(aq) + H3O+(aq) K3 = 4,4×10-13
H2CO3(aq) + H2O(l) ⇄ HCO3-(aq) + H3O
+(aq) K1 = 4,7×10-7
HCO3-(aq) + H2O(l) ⇄ CO3
2-(aq) + H3O+(aq) K2 = 4,7×10-11
H2SO4(aq) + H2O(l) ⇄ HSO4-(aq) + H3O
+(aq) K1 = ~102
HSO4-(aq) + H2O(l) ⇄ SO4
2-(aq) + H3O+(aq) K2 = 1,2×10-2
ACIDI POLIPROTICI
IDROLISI DEI SALI
L’idrolisi salina è una reazione acido base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica di sali.
Tipi di idrolisi salina
soluzioni dei sali di acidi forti e basi forti danno
SOLUZIONE NEUTRA (per es. NaCl)
soluzioni dei sali di acidi deboli e basi forti danno
SOLUZIONE BASICA (per es. CH3COONa)
soluzioni dei sali di acidi forti e basi deboli danno
SOLUZIONE ACIDA (per es. NH4Cl)
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)in acqua non dàreazioni acido-base
Cl- è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl- è una base con forza praticamente nulla
Na+ è l’acido coniugato di NaOH, ma quest’ultimo è una base così forte che Na+ è un acido con forza
praticamente nulla
SOLUZIONE NEUTRA: non c’è idrolisi
NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl-(aq)
NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è
una base debole quindi…
NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O
+(aq)
]NH[
]OH[]NH[
4
33a
K
IDROLISI ACIDA(Sali formati da acido forte + base debole)
Reazione di Idrolisi acida:
Kidrolisi = = Kw /Kb
NaNO2(s) Na+(aq) + NO2-(aq)
NO2- è la base coniugata di HNO2, e
quest’ultimo è un acido debole quindi…
NO2-(aq) + H2O(l) ⇄ HNO2(aq) + OH-(aq)
]NO[
]OH[]HNO[
2
2b
K
IDROLISI BASICA(Sali formati da acido debole + base forte)
Reazione di Idrolisi basica:
Kidrolisi = = Kw /Ka
Esempio:
Il problema è del tutto analogo al caso di una base debole.
Conoscendo la Ka dell'acido acetico (1.8 x 10-5), si determina la Kb
del sale dalla
Ka Kb = Kw
Ovvero Kb = 10-14 / 1.8 x 10-5 = 5.56 x 10-10.
A questo punto, utilizzando la
si calcola la [OH-] (=7.45 x 10-6), da cui il pOH = 5.13 e il pH = 8.87.
] Kb b[OH c
Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acetato di sodio.
Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con ca e cb in quantità paragonabili, è una soluzione tampone.
Per esempio:
NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
cacb
L’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la
reazione a destra
L’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la
reazione a sinistra
Il pH non cambia molto in ambedue i casi, vediamo perché…
)xc(
x)xc(
]HClO[
]OH[]ClO[
a
b3a
K
se x << ca
x << cb
es.
HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq)
con
ca ≈ cb, ovvero 0.1 < ca/cb < 10
ca cb
b
aa3
c
c]OH[ K
a
3ba ;
c
]OH[cK
Riepilogo:
Acido debole:
Base debole:
Idrolisi acida:
Idrolisi basica:
aa3 c]O[H K
bbc][OH K
s
b
w3 c]O[H
K
K
s
a
w c][OHK
K
Riepilogo:
Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata:
Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:
b
aa
c
cOH K][ 3
a
bb
c
c]OH[ K
Equilibri omogenei ed eterogenei
Equilibrio omogeneo:
equilibrio che coinvolge specie in una sola fase
(gassosa, liquida, solida)
Equilibrio eterogeneo:
equilibrio che coinvolge specie in più di una fase
EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)KOH(s) K+(aq) + OH-(aq)
Esempio di elettroliti forti (si dissociano completamente in
ioni) molto solubili:
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq)CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO3
2-(aq)Ni(OH)2(s) ⇄ Ni2+(aq) + 2 OH-(aq)Ca3(PO4)2(s) ⇄ 3 Ca2+(aq) + 2 PO4
3-(aq)
Esempio di elettroliti deboli
(poco solubili):
Il prodotto di solubilità di un composto è dato dal
prodotto delle concentrazioni dei suoi ioni costituenti,
ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico.
Tale quantità è costante, a T costante, per una soluzione
satura del composto.
Soluzione satura = soluzione in presenza di corpo di fondo.
Solubilità = quantità massima del soluto che si scioglie
in un litro di soluzione, ad una certa temperatura.
Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq)
43
12
3 ps
3223
2ps
1016,14
102,6
4s
s4s)s2(]CO[]Ag[
K
K
Solubilità (s, in mol ℓ-1) in acqua pura, a 25°C :
2s s
CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)
59ps
223
2ps
103,9107,8s
s]CO[]Ca[
K
K
s s
Solubilità (s, in mol ℓ-1) in acqua pura, a 25°C :
Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)
104
36
4
43
1049,427
101,1
27
K
27)3( K
ps
ps
s
sssSolubilità a 25°C
in acqua pura:
s 3 s
6
30
36
30
ps
30310ps
101,110
101,1
10s
10s)10(s
K
KSolubilità a 25°C
in [OH-]=10-10:
(ovvero pH = 4)
Solubilità di un sale in presenza di uno ione in comune:
esercizio
Ad una soluzione contenente ioni Ca2+ e ioni Mg2+ entrambi in concentrazione 1,70·10-4 M si aggiunge una soluzione contenente ioni CO3
2- in concentrazione 1,00·10-3 M. Dire se precipita CaCO3, MgCO3 o entrambi.
Kps (CaCO3) = 1,7·10-8 Kps (MgCO3) = 2,6·10-5
Perché si abbia precipitazione, il prodotto delle concentrazioni dei due
ioni che danno il sale deve essere maggiore del prodotto di solubilità.
[Ca2+] [CO32-] = 1,70·10-4 x 1,00·10-3 = 1,70·10-7
1,70·10-7 > Ks → precipita CaCO3
[Mg2+] [CO32-] = 1,70·10-4 x 1,00·10-3 =1,70·10-7
1,70·10-7 < Ks → non precipita MgCO3
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