Reazioni acido-base - univpm.it · Reazioni Acido-Base Reazioni acido-base • Quando si parla di reazioni di equilibrio dei composti inorganici, una considerazione particolare viene

EQUILIBRI IN FASE EQUILIBRI IN FASE ACQUOSAACQUOSA

Reazioni Acido-Base

Reazioni acidoReazioni acido--basebase

• 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 acidoreazioni acido--basebase.

Acidi e BasiAcidi 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.

ACIDI E BASIACIDI E BASI

Definizione di acido e di base secondo Arrhénius (1887)

Teoria acido-base di Lowry-Brönsted (1923)

ARRHARRHÉÉNIUSNIUS

HA H+ + A-

BOH B+ + OH-

ACIDOACIDO: una sostanza in grado di fornire protoni H

BASEBASE: una sostanza in grado di fornire ioni OH

LimitiLimiti

• 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.

LowryLowry--BrBröönstednsted

L' ACIDOACIDO è una sostanza in grado di donare un protone H ad una specie denominata BASEBASE in

grado di accettarlo;

HAHA + :B + :B ⇄⇄ BBHH++ + + AA--

Acido Acido Base Base

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.

Acido in acquaAcido in acqua

L' ACIDO (HA)ACIDO (HA) in acqua dona un protone Hall’acqua che funziona come BASEBASE

HA + HA + HH22O:O: ⇄⇄ HH33OO++ + A+ A--


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+.


Conseguentemente la BASEBASE sarà una sostanza in grado di accettare un protone H da una specie

denominata ACIDOACIDO in grado di cederlo;

HA + HA + :B:B ⇄⇄ BBHH++ + A+ A--


Base in acquaBase in acqua

La BASE (:B)BASE (:B) in acqua accetta un protone Hceduto dall’acqua che ora funziona come ACIDOACIDO

In questo caso l’acqua è la specie che agisce da donatore di protoni generando degli ioni OH-

HH22OO + :B + :B ⇄⇄ BBHH++ + + OHOH--

AcidoAcido Base Base


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

::BHBH++ è un acidoacido in quanto è in grado di donare un protone allo ione A- che lo accetta formando la specie HA: in questo caso quindi AA-- si comporterà da basebase.

HA + :B HA + :B ⇄⇄ BBHH++ + A+ A--

Acido Base Acido Base Acido Base Acido Base

LowryLowry--BrBröönstednstedRiassumendo l’acido HA cede un protone e si trasforma nella basebase AA-- che viene detta coniugataconiugata dell’acidoacido HAHA

mentre la base :B accetta un protone e si trasforma nell’acidoacido BHBH++ che viene detto coniugatoconiugato della basebase :B:B.

E' sulla base di queste considerazioni che nasce il concetto di acido e base coniugatiacido e base coniugati.

AcidoAcido11 BaseBase11HAHA + + :B:B ⇄⇄ BBHH++ + + AA--

BaseBase22 AcidoAcido22ConiugatiConiugati

ConiugatiConiugati

LowryLowry--BrBröönstednstedQualunque equilibrio di dissociazione acida sarà costituito da

due coppie acidodue coppie acido--base coniugatebase coniugateche si scambiano fra di loro un protone.

Un acido e una base coniugati differiscono tra di loro solamente per un protone.

HAHA è AA-- costituiscono una coppia ACIDOACIDO––BASEBASE coniugata

:B:B e BHBH++ costituiscono una coppia ACIDOACIDO––BASEBASE coniugata

AcidoAcido11 BaseBase11HAHA + + :B:B ⇄⇄ BBHH++ + + AA--


ConiugatiConiugati

Importanza del mezzoImportanza del mezzo

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.

AcidoAcido11 BaseBase11HHA + :B A + :B ⇄⇄ BBHH++ + A+ A--


ConiugatiConiugati

Il concetto della donazione di un protone a qualche cosa che èin 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.

AcquaAcquaAbbiamo visto come l’acqua possa funzionare da

BASEBASE in presenza di un acido

o da ACIDOACIDO in presenza di una base

HA + HA + HH22O:O: ⇄⇄ HH33OO++ + A+ A--


HH22OO + :B + :B ⇄⇄ BBHH++ + + OHOH--

AcidoAcido Base Base

AcquaAcquaL’acido coniugatoacido coniugato della base acqua è HH33OO++

La base coniugatabase coniugata dell’acido acqua è OHOH--

HA + HHA + H22O O ⇄⇄ HH33OO+ + + A+ A--


AcidoAcido11 BaseBase11HH22O + :B O + :B ⇄⇄ BBHH++ ++ OHOH--

ConiugatiConiugati

ComportamentoComportamento

• 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.

• 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.

L'acquaL'acqua

+ H 2 O O H - H + H O 3

+ H + -

base acido

Le sostanze che possono comportarsi sia da acidi che da basi sono detti ANFOLITIANFOLITI.

L’acqua è quindi una sostanza che può comportarsi sia da acido che da base.

L'acquaL'acquaIl 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-

AutoprotolisiAutoprotolisi

H2O + H2O H3O+ + HO-

[ ][ ]2

+ -3

c(H O)2 2

H O HOK =

H O H O

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

2

+ - -143 w H OH O HO = 10 = K = K⎡ ⎤ ⎡ ⎤

⎣ ⎦ ⎣ ⎦ KKww

OHeH3O.movOHeH3O.mov

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 HLa misura della concentrazione degli ioni H33OO in in acqua saracqua saràà quindi un ottimo metodo per quindi un ottimo metodo per

misurare lmisurare l’’aciditaciditàà di una specie in soluzione di una specie in soluzione acquosa.acquosa.

2

+ - -143 w H OH O HO = 10 = K = K⎡ ⎤ ⎡ ⎤

⎣ ⎦ ⎣ ⎦

Soluzioni acide, basiche e neutreSoluzioni acide, basiche e neutre

Soluzione acidaSoluzione acida Soluzione basicaSoluzione basica

Soluzione neutraSoluzione neutra

+ - -143 wH O HO = K = 10⎡ ⎤ ⎡ ⎤

⎣ ⎦ ⎣ ⎦

+ - -73H O = HO = 10⎡ ⎤ ⎡ ⎤

⎣ ⎦ ⎣ ⎦

+ -3

+ -73

- -7

H O > HO

H O > 10

HO < 10

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦

- +3

- -7

+ -73

HO > H O

HO > 10

H O < 10

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦

In acqua pura In acqua pura + Base+ Base+ Acido+ Acido

Il pH e la convenzione di Il pH e la convenzione di SorensenSorensen

pH = - log10 H3O+

Poiché:

p (operatore matematico) = (-log10)

< < H3O+ 10-141 HO- = 10-14 H3O+

Soluzione acidaSoluzione acida Soluzione basicaSoluzione basicaSoluzione neutraSoluzione neutra

- +3

+ -73

Se OH < H O

1 > H O > 10

0 < pH < 7

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦

- +3

-7 + -143

Se OH > H O

10 > H O > 10

7 < pH < 14

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

⎡ ⎤⎣ ⎦

- +3

+ -73

Se OH H O

H O 10

pH 7

⎡ ⎤ ⎡ ⎤≈⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤ ≈⎣ ⎦

≈

Scala del pHScala del pH

basiacidi1470

Uso dell'operatore Uso dell'operatore pp

pOH = - log OH-

- log H3O+ - log OH- = 14

pH + pOH = 14

Se applichiamo l'operatore pp all'equazione della Kwsi ottiene:

- log H3O+ - log OH- = - log Kw

W WpK = - logK = 14

FORZA DI ACIDI E BASIFORZA DI ACIDI E BASI

Acidi e Basi FortiAcidi e Basi Forti

Un acido o una base si dicono FORTIFORTI in acqua, quando reagiscono in maniera

completa con essa

HA + H2O H3O+ + A-

B: + H2O OH- + BH+

IonizzzioneAcidoForte.exeIonizzzioneAcidoForte.exe

Un acido o una base si dicono DEBOLIDEBOLI quando in acqua danno origine ad una reazione di equilibrio.

Acidi e Basi DeboliAcidi e Basi Deboli

HA + H2O H3O+ + A-

B: + H2O OH- + BH+

Quanto piQuanto piùù èè debole un acido tanto meno sardebole un acido tanto meno sarààdebole la sua base coniugatadebole la sua base coniugata

e viceversa.e viceversa.

coniugati acidobaseconiugati baseacido

HA + H2O H3O+ + A-

IonizzzioneAcidoDebole.exeIonizzzioneAcidoDebole.exe

Dipendenza dal solventeDipendenza dal solvente

Un acido forte in acqua potrebbe non esserlo in un altro solvente.

HClOHClO44 > HI > HI ⇄⇄> > HBrHBr > H> H22SOSO44 > > HClHCl > HNO> HNO33

→4 2 4 3HClO + H O ClO + H O

=4 3 4 3 2HClO + CH COOH ClO + CH COOH

Costanti di dissociazioneCostanti di dissociazioneKKaa

Ka(HA) = HA

H3O+ A-

HA + H2O H3O+ + A-

Ka pKa

HSO4 + H2O = H3O + SO42 1.26 × 10 2 1.90

H3PO4 + H2O = H3O + H2PO4 7.5 × 10 3 2.12

HF + H2O = H3O + F 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

H2CO3 + H2O = H3O + HCO3 4.5 × 10 7 6.35

H2S + H2O = H3O + HS 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

HIO + H2O = H3O + IO 5 × 10 13 12.3

Costanti di dissociazioneCostanti di dissociazioneKKbb

B: + H2O OH- + BH+

BH+ OH-

B:Kb(B:) =

Costanti di dissociazioneCostanti di dissociazioneKKbb

Kb 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

H2PO4 + H2O = OH + H3PO4 1.33 × 10 12 11.88

SO42 + H2O = OH + HSO4 7.94 × 10 13 12.10

HA + H2O H3O+ + A-

Ka(HA) = HA

H3O+ A-

Kb(A-) = A-

HA OH-

HA OH-

A-Kb(A-) =

H3O+ A-

HAKa(HA) . . = H3O+ OH-

A- + H2O HA + OH- Forza di acidi e basiForza 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.

-18 -16a

- -3 3 2

K = 10 10

CH OH + OH = CH O + H O

IAcidiFortiDeboli.movIAcidiFortiDeboli.mov

Forza di acidi e basiForza di acidi e basi

-5 -8a

- -3 3 3 2 3

K = 10 10

CH COOH + HCO CH COO + H CO=

-10 -8a

- -3 2 3

K = 10 10

HCN + HCO CN + H CO=

Acidi Acidi poliproticipoliprotici

2 3HCl + H O Cl + H O→

22 4 2 4 3H SO + 2H O SO + 2H O→

33 4 2 4 3H PO + 3H O PO + 3H O→

Acidi Acidi PoliproticiPoliprotici

HH33POPO44 + H+ H22O O ⇄⇄ HH33OO+ + + H+ H22POPO44-- KA1 = 7.5 x 10-3 M

HH22POPO44-- + H+ H22O O ⇄⇄ HH33OO+ + + HPO+ HPO44

--22 KA2 = 6.2 x 10-8 M

HPOHPO44--22 + H+ H22O O ⇄⇄ HH33OO+ + + PO+ PO44

--33 KA3 = 4.8 x 10-13 M

Basi Basi poliprotichepoliprotiche

2 2NaOH + H O Na (H O) + OH→

22 2 acqCa(OH) + 2H O Ca + 2OH→

33 2 acqAl(OH) + 3H O Al + 3OH→

pH di soluzioni acide e pH di soluzioni acide e basichebasiche

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 saràuguale alla concentrazione di HA che abbiamo sciolto in acqua (CA).

Acidi fortiAcidi forti

HAHA + H+ H22OO →→ HH33OO++ + A+ A--

Inizio CCAA 1010--77 //Fine / / CCAA CCAA

Quando introduciamo in acqua una certa quantità di un acido forte in modo che la sua concentrazione sia CAprima che esso interagisca con l’acqua la concentrazione di H3O in soluzione sarà 10-7 M a causa dell’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua.

Acidi fortiAcidi forti

A 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 saràtrascurabile rispetto a CA se CA è > 10-6, per cui avremo che:

[H[H33OO++] = C] = CAA pH = pH = --logClogCAA

2 H2 H22O O ⇇⇇ HH33OO++ + OH+ OH--

EserciziEsercizi

• 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 ForteAcido 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.

Acido ForteAcido Forte

• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido nitrico preparata sciogliendo 0.35 g di acido in 2 litri di soluzione.

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 saràuguale alla concentrazione di :B che abbiamo sciolto in acqua (CB).

Basi fortiBasi forti

:B:B + H+ H22OO →→ BBHH++ + OH+ OH--

Inizio CCBB // 1010--77

Fine / / CCB B CCBB

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 OH-

in soluzione sarà 10-7 M a causa dell’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua.

Basi fortiBasi forti

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 saràtrascurabile rispetto a CB se CB è > 10-6, per cui avremo che:

[OH[OH--] = C] = CBB pOHpOH = = --logClogCBB pH = 14 pH = 14 -- pOHpOH

2 H2 H22O O ⇇⇇ HH33OO++ + OH+ OH--

EserciziEsercizi

• 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.

Base forteBase forte

• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di KOH preparata sciogliendo 0.5 g di idrossido in 250 ml di soluzione.

• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di NaOH che ha pH 12.5.

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.

Acidi deboliAcidi deboli

Introducendo le concentrazioni delle specie all’equilibrio scritte in funzione di x nella KA si può ricavare il valore di x.

HAHA + H+ H22OO ⇆⇆ HH33OO++ + A+ A--

Inizio CCAA 1010--77 //Equilibrio CCAA -- x x xx xx

⋅A

A

x xK = C - x[ ]

+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦3

A(HA)

H O AK =

HA

2

AA

xK = C - 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 = [H3O+]

e quindi il pHpH

A2

A AK -x + K Cx = 0

⎡ ⎤⎣ ⎦

2+

3A A A A- + 4

x = K K + K

H O C

=2


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:

HAHA + H+ H22OO ⇆⇆ HH33OO++ + A+ A--

Inizio CCAA 1010--77 //Equilibrio CCAA --x x xx xx

x- C xx = K

AA

⋅

A

2

A Cx = K

⎡ ⎤⎣ ⎦+

3 A Ax = H O = K C

E poiché x = [H3O+] si ricava [H3O+] e quindi il pHpH

EserciziEsercizi

• 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 KAdell’acido è 1.75 x 10-5 M.

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.

Basi deboliBasi deboli

Introducendo le concentrazioni delle specie all’equilibrio scritte in funzione di x nella KB si può ricavare il valore di x.

:B:B + H+ H22OO ⇆⇆ BBHH++ + OH+ OH--


Equilibrio CCBB --x x xx xx

x- C xx = K

BB

⋅

[ ]

+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

B(:B)

BH OHK =

:B

2

BB

xK = C - 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 quindi il pHpH

⎡ ⎤⎣ ⎦

B B- B B2- + 4

x = OH =K K + K C

2

B2

B BK -x + K Cx = 0


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 saràmolto più piccola rispetto a CB e potremo trascurare la x al denominatore. La relazione diventa:

x- C xx = K

BB

⋅

B

2

B Cx = K E poiché x = [OH-] si ricava [OH-] e

quindi il pOHpOH ed il pHpH

:B:B + H+ H22OO ⇆⇆ BBHH++ + OH+ OH--


Equilibrio CCBB --x x xx xx

⎡ ⎤⎣ ⎦-

B Bx = OH = K C

EserciziEsercizi

• 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 KBdella base è 1.75 x 10-5 M.

IdrolisiIdrolisi

Reazioni di sali solubili in acqua

IdrolisiIdrolisi

• 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 idrolisi l'interazione di anioni o cationi, derivati da sali, con l'acqua.

Interazione con HInterazione con H22OO

Quando un sale solubile in acqua viene messo in soluzione acquosa, esso si dissocia negli ioni che lo costituiscono:

+ -(BH)A BH +A→

2 3BH H O B H O + ++ = + -2A H O HA OH −+ = +

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.


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.

2 3debole deboleBH H O B H O+ ++ = +

-2debole deboleA H O HA OH−+ = +

non reattivo 2 3forteBH H O B H O+ ++ ≠ +

- -non reattivo 2 forteA + H O HA + OH≠


Ad esempio gli ioni Cl- e Na+ che derivano da un acido e una base forte non reagiscono con l’acqua.

OH B OH BH 3forte2reattivo non++ +≠+

OH HA OH A forte2-

reattivo non−+≠+

2Na + 2 H O →+3 NaOH + H O+←⎯⎯⎯

2Cl + H O →− HCl + OH−←⎯⎯⎯


2 3debole deboleBH H O B H O + ++ +

-2debole deboleA H O HA OH −+ +

++4 2 3 3NH + H O NH + H O

- -2ClO + H O HClO + OH

Mentre ClO- o NH4+ che derivano da un acido e da una base

debole possono interagire con l’acqua

Idrolisi acidaIdrolisi acida

−+ +→ reattivo nondebole ABH(BH)A

[ ]+

+3

(BH ) +

H O BK =

BH

⎡ ⎤⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦

+w

(BH )(B)

KK =K

OH B OH BH 3debole2debole++ +=+

OH HA OH A forte2-

reattivo non−+≠+

Idrolisi basicaIdrolisi basica

−+ +→ debolereattivo non ABH(BH)A

[ ]-

-

(A ) -

OH HAK =

A

⎡ ⎤⎣ ⎦⎡ ⎤⎣ ⎦

-w

(A )(HA)

KK =K

OH HA OH A debole2-debole

−+=+

OH B OH BH 3forte2reattivo non++ +≠+

IdrolisiIdrolisi

−+ +→ deboledebole ABH(BH)A

Se K(BH+) > K(A-) Se K(BH+) ~ K(A-) Se K(BH+) < K(A-)

OH B OH BH 3debole2debole++ +=+

OH HA OH A debole2-debole

−+=+


BHABHA →→ BHBH++ + A+ A--

Inizio CCSS // //Fine / / CCS S CCSS

BHBH++ + H+ H22OO == HH33OO++ + BH+ BH--

Il sale solubile si dissocia completamente per dare una quantità equivalente di ioni BH+ e A-. Se l’anione èconiugato 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.


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:

E poiché x = [H3O+] si ricava [H3O+] e quindi il pHpH

BHBH++ + H+ H22OO ⇆⇆ HH33OO++ + BH+ BH--

Inizio CCSS 1010--77 //Equilibrio CCSS -- x x xx xx

S

2

B(B)

w

Cx

KK

= [ ] SB(B)

w3 C

KKOHx == +

EserciziEsercizi

• Calcolare il pH di una soluzione acquosa di ipoclorito di sodio 0.03 M sapendo che la KA dell’acido ipocloroso è2.95 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 è1.75 x 10-5 M.

• Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di acetato di sodio che ha un pH = 9 sapendo che la KAdell’acido acetico è 1.75 x 10-5 M.

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Reazioni acido-base - univpm.it · Reazioni Acido-Base Reazioni acido-base • Quando si parla di reazioni di equilibrio dei composti inorganici, una considerazione particolare viene