Tag: Acido debole

TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE CON BASE FORTE

La titolazione di un acido debole con una base forte prevede che vi sia una reazione chimica tra l’acido debole e la base forte.

L’acido debole è l’analita, ovvero la sostanza che deve essere titolata.
La base forte è il titolante, ovvero la sostanza che viene aggiunta all’analita.

Nella curva di titolazione viene graficato il valore del pH al variare del volume di titolante aggiunto.

La titolazione avviene fino al raggiungimento del punto equivalente, in cui la quantità di equivalenti di base eguaglia la quantità di equivalenti di acido.

Per la titolazione di un acido debole con una base forte, esistono due punti caratteristici che sono:

Il punto di semiequivalenza in cui il pH è uguale alla pK_a dell’acido debole.
Il punto equivalente in cui il pH risulta basico.

Titolazione di CH₃COOH con NaOH

Si considerino 50 ml di una soluzione 0,1 M di CH₃COOH (K_a = 1,75 · 10^-5 e pK_a = 4,76) che vengono titolati con una soluzione 0,1 M di NaOH. La reazione può essere descritta come:

CH₃COOH + OH^– → CH₃COO^– + H₂O

Essendo CH₃COOH una acido debole, il pH iniziale può essere calcolato tramite la formula semplificata:

$pH = -log_{10}\sqrt{K_{a}\cdot C_{a}}$

$pH = -log_{10}\sqrt{1,75\cdot10^{-5}\cdot 0,1}= 2,88$

PRIMA DEL PUNTO EQUIVALENTE

La reazione tra CH₃COOH e NaOH porta alla formazione di una soluzione tampone in cui CH₃COO^– rappresenta la base coniugata dell’acido acetico.

Prima del raggiungimento del punto equivalente, è l’acido acetico a essere in eccesso, mentre l’idrossido di sodio è il reagente limitante.

Il pH può essere determinato tramite l’equazione di Henderson-Hasselbach.

$pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}$

PUNTO SEMIEQUIVALENTE

Una volta addizionate un numero di moli di NaOH pari alla metà del numero di moli di CH₃COOH, risulta che:

[CH₃COOH] = [CH₃COO^–]

Metà del numero di moli di CH₃COOH sono state convertite in CH₃COO^–.

Il valore di pH coincide con il valore di pK_a. Questo rappresenta il punto semiequivalente.

$pH = pK_{a} + log_{10}1 = pK_{a} = 4,76$

PUNTO EQUIVALENTE

Al raggiungimento del punto equivalente, tutte le moli di CH₃COOH sono state convertite in CH₃COO^–. Le uniche specie presenti sono CH₃COO^– e H₂O.

Lo ione CH₃COO^– dà reazione di idrolisi salina basica:

CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH^–

La formula per esprimere il pH è la seguente:

$pH = 14-(-log_{10}(\sqrt{K_{b}\cdot [CH_{3}COO^{-}]})$

Da questo è possibile concludere che nella titolazione di un acido debole con una base forte, il pH al punto equivalente è basico.

DOPO IL PUNTO EQUIVALENTE

Aggiungendo un ulteriore quantità di base forte, il pH si sposta verso valori più basici. Essendo questa volta la base in eccesso e l’acido il reagente limitante, la concentrazione di ioni OH^– può essere calcolata come:

$[OH^{-}] =\frac{C_{NaOH}V_{NaOH}\;-\;C_{CH_{3}COOH}V_{CH_{3}COOH}}{V_{HCl}\;+\;V_{NH_{3}}}$

pH = 14 – (-log₁₀[OH^–])

CURVA DI TITOLAZIONE

SOLUZIONI TAMPONE

Le soluzioni tampone sono miscele di acidi o basi deboli con sali che permettono di opporsi a grosse variazioni di pH in caso di aggiunte modeste di acido forte o base forte.

Le soluzioni tampone possono essere costituite da:

Un acido debole e un sale contenente la base coniugata dell’acido debole.
Una base debole e un sale contenente l’acido coniugato della base debole.

Le soluzioni tampone prendono questo nome in quanto dotate di potere tamponante che viene calcolato come la quantità di acido forte o base forte che deve essere aggiunto per avere la variazione di 1 unità di pH.

Per il calcolo del pH di una soluzione tampone è possibile utilizzare l’equazione di Henderson-Hasselbach.

AZIONE TAMPONANTE SISTEMA ACIDO DEBOLE/BASE CONIUGATA

Per una soluzione contenente acido acetico (acido debole) e acetato di sodio (sale) è possibile scrivere le seguenti reazioni:

CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO^–

CH₃COONa → Na⁺ + CH₃COO^–

L’addizione del sale è fondamentale per avere una quantità maggiore di acetato (CH₃COO^– ) che altrimenti si otterrebbe in porzioni ridottissime solo dalla dissociazione dell’acido acetico.

Nel caso di addizione di un acido forte come HCl, tale acido viene immediatamente neutralizzato dallo ione acetato in accordo con la seguente reazione:

H⁺ + CH₃COO^– → CH₃COOH

Nel caso di addizione di una base forte come NaOH, tale base viene immediatamente neutralizzata dall’acido acetico in accordo con la seguente reazione:

OH^– + CH₃COOH → CH₃COO^– + H₂O

AZIONE TAMPONANTE SISTEMA BASE DEBOLE/ACIDO CONIUGATO

Per una soluzione contenente ammoniaca (base debole) e cloruro di ammonio (sale) è possibile scrivere le seguenti reazioni:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^–

L’addizione del sale è fondamentale per avere una quantità maggiore di ammonio (NH₄⁺) che altrimenti si otterrebbe in misura ridottissima solo dall’idrolisi dell’ammoniaca.

Nel caso di addizione di un acido forte come HCl, tale acido viene immediatamente neutralizzato dall’ammoniaca in accordo con la seguente reazione:

H⁺ + NH₃ → NH₄⁺

Nel caso di addizione di una base forte come NaOH, tale base viene immediatamente neutralizzata dallo ione ammonio in accordo con la seguente reazione:

OH^– + NH₄⁺ → NH₃ + H₂O

CONCETTI CHIAVE:

Una soluzione tampone è in grado di opporsi a grosse variazioni di pH in caso di aggiunte modeste di acido forte o base forte.
Una soluzione tampone può essere costituita da un acido debole e dal sale contenente la sua base coniugata.
Una soluzione tampone può essere costituita da una base debole e dal sale contenente il suo acido coniugato.

ESERCIZIO SVOLTO:

Calcolare il pH di 50 ml di soluzione contenente acido formico HCOOH in concentrazione 0,1 M e formiato di sodio NaHCOO 0,1 M. (K_a=1,77 · 10^-4)

Come varia il pH dopo l’aggiunta di 10 ml di una soluzione 0,05M di KOH?

Il sistema acido formico-formiato di sodio rappresenta un esempio di soluzione tampone. Le reazioni in acqua sono le seguenti:

HCOOH ⇄ H⁺ + CH₃COO^–

HCOONa → Na⁺ + HCOO^–

Si assuma che l’acido formico sia sufficientemente debole da considerare la quantità dissociata trascurabile rispetto a quella presente inizialmente. Inoltre, per il principio di Le Chatelier, la quantità di HCOO^– derivante dalla dissociazione del sale inibisce ulteriormente la dissociazione dell’acido.

[HCOOH] = 0,1 M
[HCOO^–] = 0,1 M

Il pH può essere calcolato in accordo con l’equazione di Henderson-Hasselbach:

$pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[HCOO^{-}]}{[HCOOH]}$

Occorre per prima cosa calcolare il valore di pK_a:

pK_a = -log₁₀K_a = -log₁₀(1,77 · 10^-4) = 3,75

Pertanto:

$pH = pK_{a} + log_{10}\frac{0,1}{0,1}= pK_{a} = 3,75$

Aggiunta di 10 ml di una soluzione 0,05M di KOH.

Essendo KOH una base forte e completamente dissociata è possibile scrivere la reazione con l’acido formico:

OH^– + HCOOH → HCOO^– + H₂O

Il numero moli iniziali di ciascun reagente può essere calcolato:

n moli iniziali HCOOH = 0,050 L · 0,1 mol/L = 5,00 · 10^-3 mol

n moli iniziali OH^– = 0,010 L · 0,05 mol/L = 5,00 · 10^-4 mol

n moli iniziali HCOO^– = 0,050 L · 0,1 mol/L = 5,00 · 10^-3 mol

Il decorso della reazione può essere descritto dalla tabella:

	n moli HCOOH	n moli OH^–	n moli HCOO^–
t₀ (n moli iniziali)	5,00 · 10^-3	5,00 · 10^-4	5,00 · 10^-3
n moli che reagiscono	-5,00 · 10^-4	-5,00 · 10^-4	+5,00 · 10^-4
n moli all’equilibrio (t₀-reagite)	4,50 · 10^-3	0	5,50 · 10^-3

Il volume totale della soluzione è la somma del volume iniziale e di quello aggiunto contenente la base.

V_totale = (50 +10) ml = 60 ml

Il pH può essere calcolato ancora una volta con l’equazione di Henderson-Hasselbach:

$pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[HCOO^{-}]}{[HCOOH]}$

$pH = 3,75 + log_{10}\frac{\frac{5,50\cdot10^{-3}\;moli}{60 \;ml}}{\frac{4,50\cdot10^{-3}\;moli}{60\; ml}}= 3,75\;+\;0,09 = 3,84$

Da osservare come il volume totale di 60 ml compaia sia al numeratore che al denominare nell’equazione di Henderson-Hasselbach, e pertanto può essere semplificato.

Inoltre la variazione del pH è di appena 0,09 unità di pH rispetto al valore iniziale di 3,75 sottolineando come l’effetto tampone sia ben marcato.

EQUAZIONE DI HENDERSON-HASSELBACH

L’equazione di Henderson-Hasselbach si utilizza per il calcolo del pH in soluzioni tampone contenenti:

Un acido debole e la base coniugata dell’acido debole.
Una base debole e l’acido coniugato della base debole.

L’equazione può essere scritta come:

$pH = pK_{a} + log_{10}\frac{C_{b}}{C_{a}}$

$pOH = pK_{b} + log_{10}\frac{C_{a}}{C_{b}}$

K_aè la costante di dissociazione acida.
K_b è la costante di dissociazione basica.

ACIDO DEBOLE E BASE CONIUGATA DELL’ACIDO DEBOLE

Per una soluzione contenente acido acetico e acetato di sodio è possibile scrivere le seguenti reazioni:

CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO^–

CH₃COONa → Na⁺ + CH₃COO^–

Questo sistema rappresenta un valido esempio di sistema tampone e il calcolo del pH è espresso dall’equazione di Henderson-Hasselbach:

$pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}$

Se [CH₃COOH] = [CH₃COO^–] allora:

$pH = pK_{a} + log_{10}1 = pK_{a}$

Pertanto, è possibile affermare che:

Se [CH₃COOH] > [CH₃COO^–] allora pH < pK_a
Se [CH₃COOH] = [CH₃COO^–] allora pH = pK_a
Se [CH₃COOH] < [CH₃COO^–] allora pH > pK_a

BASE DEBOLE E ACIDO CONIUGATO DELLA BASE DEBOLE

Per una soluzione contenente ammoniaca e cloruro d’ammonio è possibile scrivere le seguenti reazioni:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^–

Questo sistema rappresenta un valido esempio di sistema tampone e il calcolo del pH è espresso dall’equazione di Henderson-Hasselbach:

$pOH = pK_{b} + log_{10}\frac{[NH_{4}^{+}]}{[NH_{3}]}$

$pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[NH_{3}]}{[NH_{4}^{+}]}$

Nel caso si scelga di utilizzare la prima equazione, per il calcolo del pH occorre ricordare la seguente relazione:

pH + pOH = 14

Nel caso si scelga di utilizzare la seconda equazione, per il calcolo di pK_a occorre ricordare la seguente relazione:

pK_a + pK_b = 14

Come dimostrato nell’esercizio svolto sotto, entrambe le strade sono equivalenti e portano alla fine lo stesso valore di pH.

Se [NH₃] = [NH₄⁺] allora:

$pOH = pK_{b} + log_{10}1 = pK_{b}$

$pH = pK_{a} + log_{10}1 = pK_{a}$

Pertanto, è possibile affermare che:

Se [NH₃] > [NH₄⁺] allora pOH < pK_be pH > pK_a
Se [NH₃] = [NH₄⁺] allora pOH = pK_be pH = pK_a
Se [NH₃] < [NH₄⁺] allora pOH > pK_be pH < pK_a

CONCETTI CHIAVE:

L’equazione di Henderson-Hasselbach può essere utilizzata per il calcolo del pH in soluzioni tampone.
L’equazione può avere due forme a seconda se si voglia calcolare il pH o il pOH.
Le due forme portano comunque alla fine a ottenere lo stesso valore di pH.

ESERCIZIO SVOLTO:

Calcolare il pH di una soluzione contenente NH₃in concentrazione 0,5 M e NH₄Cl in concentrazione 0,3M. Si assuma che K_bdell’ammoniaca sia uguale a 1,75 · 10^-5.

Per una soluzione contenente ammoniaca e cloruro d’ammonio è possibile scrivere le seguenti reazioni:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^–

Dal momento che l’ammoniaca è una base debole, si assume che la quantità dissociata sia trascurabile rispetto a quella iniziale.

Pertanto:

[NH₃] = 0,5 M
[NH₄⁺] = 0,3 M

Per prima cosa occorre calcolare il valore di K_b che è uguale a:

K_b = -log₁₀K_b = -log₁₀(1,75 · 10^-5) = 4,76

$pOH = pK_{b} + log_{10}\frac{[NH_{4}^{+}]}{[NH_{3}]}= 4,76 + log_{10}\frac{0,3}{0,5} = 4,54$

$pH = 14,00 - 4,54 = 9,46$

Nel caso si scelga di utilizzare la seguente forma dell’equazione di Henderson-Hasselbach:

$pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[NH_{3}]}{[NH_{4}^{+}]}$

Occorre calcolare il valore di pKa:

$pK_{a} = 14,00 - 4,76 = 9,24$

$pH = 9,24 + log_{10}\frac{0,5}{0,3}=9,46$

É dimostrato che le due forme dell’equazione di Henderson-Hasselbach portano al medesimo risultato.

CALCOLO DEL pH (acidi deboli)

Un acido debole si dissocia solo parzialmente in acqua. Per il calcolo del pH occorre tenere conto della sua costante di dissociazione acida (K_a) e della sua concentrazione in soluzione.

Esistono due formule per il calcolo:

Una semplificata che si applica per acidi molto deboli e concentrati in soluzione.
Una estesa che si applica nei casi in cui quella semplificata non è applicabile.

Dissociazione dell’acido debole

Si consideri la reazione di dissociazione dell’acido acetico CH₃COOH in acqua:

CH₃COOH ⇄ H⁺+ CH₃COO^–

La costante di dissociazione è espressa dalla seguente formula:

$K_{a}= \frac{[H^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}$

Dalla stechiometria della reazione si evince che per ogni mole di CH₃COOH che reagisce, si ottiene una mole di H⁺e una mole di CH₃COO^–.

Il decorso della reazione può essere descritto dai seguenti passaggi:

Al tempo zero t₀ è presente solo l’acido acetico CH₃COOH.
La quantità di CH₃COOH che reagisce si indica come -x
La quantità di H⁺e di CH₃COO^– che si ottengono dalla reazione si indicano come +x.

Si consideri una soluzione contenente acido acetico in concentrazione 0,1 M. Il decorso della reazione può essere descritto come:

	[CH₃COOH] (mol/L)	[H⁺] (mol/L)	[CH₃COO^–] (mol/L)
t₀	0,1	0	0
Quantità che reagisce	-x	+x	+x
Concentrazione all’equilibrio	0,1 – x	+x	+x

La formula della costante d’equilibrio K_apuò essere riscritta come:

$K_{a}= \frac{[H^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}=\frac{(+x)(+x)}{(0,1-x)}$

Calcolo del pH con la formula semplificata

Se l’acido è molto debole ed è presente in quantità abbastanza concentrata, la quantità -x è trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale.

Pertanto:

$K_{a}= \frac{(+x)(+x)}{(0,1-x)}=\frac{(+x)(+x)}{(0,1)}$

Posto x = [H⁺].

$x = \sqrt{0,1\cdot K_{a}}$

Per l’acido acetico K_a = 1,75 · 10^-5

$[H^{+}] = \sqrt{0,1\cdot 1,75\cdot 10^{-5}}=1,32\cdot 10^{-3}M$

$pH = -log_{10}(1,32\cdot 10^{-3}) = 2,88$

La formula per esprimere il pH, nel caso si utilizzi la formula semplificata, è la seguente:

$pH = -log_{10}\sqrt{K_{a}\cdot C_{a}}$

Calcolo del pH con la formula estesa

Nel calcolo esteso non si considera più -x trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale di acido acetico.

Pertanto:

$K_{a}= \frac{(+x)(+x)}{(0,1-x)}$

$K_{a}\cdot(0,1-x)= x^{2}$

$1,75\cdot10^{-5}\cdot(0,1-x)= x^{2}$

$1,75\cdot10^{-6}-1,75\cdot10^{-5}x= x^{2}$

$x^{2}+1,75\cdot10^{-5}x-1,75\cdot10^{-6}= 0$

$\Delta = (1,75\cdot10^{-5})^{2}-4\cdot(1)\cdot(-1,75\cdot10^{-6})= 7,00 \cdot10^{-6}$

Dal momento che la concentrazione di ioni H⁺ non può essere negativa:

$x = \frac{-1,75\cdot 10^{-5}+ \sqrt{7,00\cdot 10^{-6}}}{2}=1,31\cdot 10^{-3}M$

$pH = -log_{10}(1,31\cdot 10^{-3}) = 2,88$

Dai calcoli si evidenzia come i valori di pH ottenuti dai due procedimenti siano identici. Questo perché l’acido acetico è un acido molto debole ed è presente in quantità abbastanza concentrata.

CONCETTI CHIAVE:

Il calcolo del pH di un acido debole prevede un calcolo più complesso rispetto a quello di un acido forte.
La formula semplificata si può applicare in caso di acidi molto deboli e se presenti in quantità abbastanza concentrata.
La formula estesa può essere usata sempre, soprattutto nei casi in cui la formula semplificata non può essere adottata.

ESERCIZIO SVOLTO:

Calcolare il pH di una soluzione contenente HCOOH 0,5 M. (K_a = 1,77 · 10^-4).

Si utilizzi solo la formula semplificata.

La reazione di dissociazione dell’acido può essere scritta come:

HCOOH ⇄ H⁺ + HCOO^–

La formula per esprimere il pH, quando si utilizza la formula semplificata, è la seguente:

$pH = -log_{10}\sqrt{K_{a}\cdot C_{a}}$

$pH = -log_{10}\sqrt{1,77\cdot10^{-4}\cdot 0,5}=2,03$

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE BASICA

La costante di dissociazione basica K_b è una costante d’equilibrio utilizzata per descrivere la reazione di una base in acqua. Tanto più elevato è il valore di K_b tanto maggiore è la forza della base.

Si prenda la seguente reazione di idrolisi basica:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺+ OH^–

La costante di dissociazione basica può essere scritta come:

$K_{b}= \frac{[NH_{4}^{+}][OH^{-}]}{[NH_{3}]}$

Valori elevati di K_bindicano che al raggiungimento dell’equilibrio chimico, i prodotti sono presenti in maggiore quantità rispetto ai reagenti. Questo è il comportamento tipico delle basi forti.

Bassi valori di K_b indicano il prevalere della concentrazione dei reagenti rispetto ai prodotti una volta raggiunte le condizioni di equilibrio chimico. Questo è il comportamento tipico delle basi deboli.

Un ulteriore modo per descrivere la costante di dissociazione basica è quello di utilizzare la pK_b di una base. Analogamente a quanto visto per il pH, il termine pK_bindica:

pK_b = -log₁₀K_b

Basi poliprotiche

Le basi poliprotiche sono basi in grado di accettare più di uno ione H⁺. A ogni reazione è associata una specifica costante di dissociazione basica K_b.

PO₄^3- + H₂O ⇄ HPO₄^2- + OH^– K_b1 = 2,40 · 10^-2

HPO₄^2- + H₂O ⇄ H₂PO₄^–+ OH^– K_b2 = 1,60 · 10^-7

H₂PO₄^– + H₂O ⇄ H₃PO₄ + OH^– K_b3 = 1,40 · 10^-12

Relazione tra costante di dissociazione acida e basica

Per ogni reazione di idrolisi basica è possibile scrivere la reazione di idrolisi acida dell’acido coniugato:

Idrolisi basica: NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺+ OH^– K_b = 1,79 · 10^-5

Idrolisi acida: NH₄⁺ + H₂O ⇄ H₃O⁺+ NH₃ K_a = 5,59 · 10^-10

Esiste una relazione tra K_a e K_b secondo cui:

K_a · K_b = K_w

K_w = 1,00 · 10^-14

CONCETTI CHIAVE:

La costante di dissociazione basica K_b misura la forza di una base.
Alti valori di K_bappartengono a basi che si reagiscono fortemente in acqua.
Bassi valori di K_b appartengono a basi che si reagiscono debolmente in acqua.
Le basi poliprotiche sono in grado di accettare più di uno ione H⁺.
La relazione tra K_a e K_b è la seguente: K_a · K_b = K_w

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE ACIDA

La costante di dissociazione acida K_a è una costante d’equilibrio utilizzata per descrivere la reazione di dissociazione di un acido. Tanto più elevato è il valore di K_a tanto maggiore è la forza dell’acido.

Si prenda la seguente reazione:

CH₃COOH + H₂O ⇄ CH₃COO^–+ H₃O⁺

La costante di dissociazione acida può essere scritta come:

$K_{a}= \frac{[H_{3}O^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}$

Valori elevati di K_aindicano che al raggiungimento dell’equilibrio chimico, la forma dissociata dell’acido (numeratore), prevale sulla forma indissociata (denominatore). Questo è il comportamento tipico degli acidi forti.

Bassi valori di K_a indicano il prevalere della forma indissociata dell’acido rispetto alla forma dissociata una volta raggiunte le condizioni di equilibrio chimico. Questo è il comportamento tipico degli acidi deboli.

Un ulteriore modo per descrivere la costante di dissociazione acida è quello di utilizzare la pK_a di un acido. Analogamente a quanto visto per il pH, il termine pK_aindica:

pK_a = -log₁₀K_a

Acidi poliprotici

Gli acidi poliprotici sono acidi in grado di donare più di uno ione H⁺. A ogni dissociazione è associata una specifica costante di dissociazione. All’aumentare del numero di dissociazioni la K_a assume un valore minore.

H₃AsO₄ + H₂O ⇄ H₃O⁺ + H₂AsO₄^– I Dissociazione Ka₁ = 6,46 · 10^-3

H₂AsO₄^– + H₂O ⇄ H₃O⁺ + HAsO₄^2- II Dissociazione Ka₂ = 1,15 · 10^-7

HAsO₄^2- + H₂O ⇄ H₃O⁺ + AsO₄^3- III Dissociazione Ka₃ = 3,16 · 10^-12

Relazione tra costante di dissociazione acida e basica

Per ogni reazione di dissociazione acida è possibile scrivere la reazione di idrolisi basica della base coniugata dell’acido:

Dissociazione acida: CH₃COOH + H₂O ⇄ CH₃COO^–+ H₃O⁺ Ka = 1,75 · 10^-5

Idrolisi basica: CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH+ OH^– K_b = 5,71 · 10^-10

Esiste una relazione tra K_a e K_b secondo cui:

K_a · K_b = K_w

K_w = 1,00 · 10^-14

CONCETTI CHIAVE:

La costante di dissociazione acida K_a misura la forza di un acido.
Alti valori di K_aappartengono ad acidi che si dissociano fortemente in acqua.
Bassi valori di K_a appartengono ad acidi che si dissociano debolmente in acqua.
Gli acidi poliprotici sono in grado di donare più di uno ione H⁺.
La relazione tra K_a e K_b è la seguente: K_a · K_b = K_w

LA FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI

Gli acidi e le basi possono essere classificati in forti e deboli a seconda della loro capacità di ionizzarsi in acqua.

Gli acidi e le basi forti si ionizzano completamente in acqua.
Gli acidi e le basi deboli si ionizzano solo parzialmente in acqua.

ACIDI FORTI E ACIDI DEBOLI

Si consideri la reazione di dissociazione dell’Acido Cloridrico in acqua:

HCl_(aq) + H₂O_(l) → Cl^–_(aq) + H₃O⁺_(aq)

HCl è un esempio di acido forte in quanto, dopo essere stato sciolto in acqua, si dissocia completamente. Questa reazione è stata scritta con una singola freccia in quanto considerata quantitativa, con l’Acido Cloridrico che reagisce completamente.

Gli altri acidi forti sono l’Acido Bromidrico (HBr), l’Acido Iodidrico (HI), l’Acido Solforico (H₂SO₄) per la prima dissociazione, l’Acido Nitrico (HNO₃), e l’Acido Perclorico (HClO₄).

Tutti gli altri sono acidi deboli.

L’acido acetico (CH₃COOH) è invece un esempio di acido debole, ovvero di un acido che una volta posto in acqua si dissocia solo parzialmente. Al raggiungimento dell’equilibrio, rimane ancora dell’Acido Acetico non reagito.

CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l) ⇄ CH₃COO^–_(aq)+ H₃O⁺_(aq)

Questa reazione, essendo all’equilibrio, è stata scritta con il simbolo della doppia freccia.

Per valutare la forza di un acido si utilizza una costante di equilibrio chiamata costante di dissociazione acida (K_a).

BASI FORTI E BASI DEBOLI

Le basi forti, una volta disciolte in acqua, si ionizzano completamente. Le basi forti sono gli idrossidi dei metalli alcalini e dei metalli alcalino terrosi (Gruppo IA e IIA della Tavola Periodica) come NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)₂.

Si consideri la reazione di dissociazione dell’Idrossido di Sodio (NaOH) in acqua:

NaOH_(aq) → Na⁺_(aq) + OH^–_(aq)

Analogamente a quanto riportato sopra, questa reazione, essendo quantitativa, è stata scritta con una singola freccia.

L’Ammoniaca (NH₃) rappresenta invece un esempio di base debole, dal momento che ionizza solo parzialmente una volta disciolta in acqua.

NH_3(aq) + H₂O_(l) ⇄ NH₄⁺_(aq) + OH^–_(aq)

Al termine della reazione rimane ancora una certa quantità di NH₃ non reagito.

Per valutare la forza di una base si utilizza una costante di equilibrio chiamata costante di dissociazione basica (K_b).

Prestare attenzione:

L’idrossido di calcio Ca(OH)₂ e l’idrossido di magnesio Mg(OH)₂ presentano una bassa solubilità in acqua. Questi idrossidi, sebbene rientrino nella categoria delle basi forti, sono di difficile impiego in laboratorio.

CONCETTI CHIAVE:

Un acido forte si dissocia completamente in acqua, una acido debole solo parzialmente.
Una base forte ionizza completamente in acqua, una base debole solo parzialmente.
Gli acidi forti sono HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HClO₄, HNO₃.
Le basi forti sono gli idrossidi dei metalli alcalini e alcalino terrosi (Gruppo IA e IIA).

Titolazione di CH3COOH con NaOH

PRIMA DEL PUNTO EQUIVALENTE

PUNTO SEMIEQUIVALENTE

PUNTO EQUIVALENTE

DOPO IL PUNTO EQUIVALENTE

CURVA DI TITOLAZIONE

AZIONE TAMPONANTE SISTEMA ACIDO DEBOLE/BASE CONIUGATA

AZIONE TAMPONANTE SISTEMA BASE DEBOLE/ACIDO CONIUGATO

CONCETTI CHIAVE:

ESERCIZIO SVOLTO:

ACIDO DEBOLE E BASE CONIUGATA DELL’ACIDO DEBOLE

BASE DEBOLE E ACIDO CONIUGATO DELLA BASE DEBOLE

CONCETTI CHIAVE:

ESERCIZIO SVOLTO:

Dissociazione dell’acido debole

Calcolo del pH con la formula semplificata

Calcolo del pH con la formula estesa

CONCETTI CHIAVE:

ESERCIZIO SVOLTO:

Basi poliprotiche

Relazione tra costante di dissociazione acida e basica

CONCETTI CHIAVE:

Acidi poliprotici

Relazione tra costante di dissociazione acida e basica

CONCETTI CHIAVE:

ACIDI FORTI E ACIDI DEBOLI

BASI FORTI E BASI DEBOLI

Prestare attenzione:

CONCETTI CHIAVE:

Titolazione di CH₃COOH con NaOH