Calcolo del pH per soluzioni diluite di acidi e basi forti

pH di soluzioni diluite di acidi forti

Gli acidi forti sono completamente dissociati in soluzione acquosa. HNO2 + H2O -> H2O+ + NO2" HCI + H O > H2O+ + CI - 2 3 HBr + HO > H2O+ + Br - 3 HI + HO -> H, O+ + I - 2 3 HCIO + HO -> H O+ + CIO- 2 3 4 acido poliprotico H, SO + 2 H O -> 2 H O+ + SO 2 2 3 4 2-

pH di soluzioni diluite di acidi forti: Concentrazione Ione Ossonio

1pH di soluzioni diluite di acidi forti Gli acidi forti sono completamente dissociati in soluzione acquosa. Nel caso di soluzioni di acidi forti, la concentrazione dello ione ossonio, H2O+ , [H2O+] = [H3O+] ACIDO + [H3O+] ACQUA però la concentrazione molare [H2O+] ACQUA è talmente bassa da poter essere trascurata e quindi: [H3O+ ACIDO = C a dove C = concentrazione iniziale dell'acido. PH = - log [H2O+] = - log Ca

Calcolo pH Acidi Forti

2pH di soluzioni diluite di acidi forti 1) In pratica, per una soluzione 0,1 M di un acido forte come HNO 3 C = 0.1 M = 10-1 M pH = - log [H2O+] = - log 10-1 = - (-1) = 1 2) Calcolare il pH di una soluzione di HCl 2 x 10-3M. pH = - log [H2O+] = - log (2 x 10-3) = 2.70 Il calcolo può essere fatto usando opportunamente la calcolatrice oppure approssimando il valore. C2= 2 x 10-3 M = 10-3 M pH = 3

pH Soluzione Acquosa HBr

3pH di soluzioni diluite di acidi forti 3) Calcolare il pH di una soluzione acquosa di HBr 10-9 M. C = 10-9 M pH = - log [H2O+] = - log (10-9) = 9 Domanda Può una soluzione contenente un acido avere un pH = 9? Se avesse un pH = 9 la soluzione dovrebbe essere basica. L'acido presente in soluzione è troppo diluito, quindi: [H3O+] < ACIDO [H2O+] ACQUA non si possono trascurare gli ioni H+ provenienti dalla dissociazione dell'acqua. PH = 7

pH Soluzione H2SO4

4pH di soluzioni diluite di acidi forti 4) Calcolare il pH di una soluzione di H, SO 10-5 M. H,SO + H2O -> 2 H 2 O+ + SO 2- 2- 4 Da 1 mole di acido solforico in soluzione si formano 2 ioni H2O+ quindi [H3O+] = 2 x C a pH = - log [H2O+] = - log (2 x 10-5) = 4.70 oppure C = 2 x 10-5 M = 10-5 M pH = 5

Esempi Calcolo pH

pH Soluzione HCl

51. Qual è il pH di una soluzione di HCI 1,0 - 10-1 M? · Soluzione Un acido forte in soluzione è completa- mente dissociato, per cui: HCI + H2O -> H3O+ + Cl- - - inizio (PRIMA) 0,10 mol - 0,10 mol 0,10 mol fine (DOPO) Trascurando gli ioni H+ provenienti dalla dissociazione dell'acqua, che è un elettro- lita molto debole, si ha: + + + [H3O+] = 1,0 . 10-1 da cui: pH = - log 1,0 · 10-1 = 1,00

pH Soluzione H2SO4 Biprotico

2. Qual è il pH di una soluzione di H2SO4 1,0 - 10-3 M? · Soluzione L'acido solforico ha un comportamento particolare: tra tutti gli acidi biprotici è l'unico che dissocia in modo quasi com- pleto i due protoni H+, poiché i due equili- bri di dissociazione sono entrambi spostati a destra (alti valori di Ka, e Ka). Per il calcolo del pH delle sue soluzioni si può considerare che la concentrazio- ne dello ione H3O+ sia due volte quella dell'acido presente: [H3O+] = 2 Ca = 2 . 1,0 - 10-3 pH = - log 2,0 · 10-3 = 2,70 +++ ..

pH Soluzione NaOH

3. Qual è il pH di una soluzione di NaOH 1,0 - 10-1 M? · Soluzione Una base forte in soluzione è completa- mente dissociata, per cui: NaOH 0,10 mol - Na+ + OH- - inizio (PRIMA) 0,10 mol 0,10 mol fine (DOPO) Trascurando gli ioni OH- provenienti dalla dissociazione dell'acqua, che è un elettro- lita molto debole, si ha: [OH-] = 1,0 . 10-1 da cui: POH = - log 1,0 - 10-1 = 1,00 e ricordando che pH + pOH = 14, si con- clude che: pH = 14,00 - 1,00 = 13,00

pH di soluzioni diluite di basi forti

Calcolo del pH 6 Unità H1 Acidi e basipH di soluzioni diluite di basi forti Le basi forti sono completamente dissociati in soluzione acquosa. Sono basi forti tutti gli idrossidi dei metalli alcalini. Esempi soda caustica NaOH -> Na+ + OH - KOH -> K+ + OH - LIOH -> Li+ + OH - calce spenta Ca(OH), > Ca2+ + 2 OH - Ba(OH)2 -> Ba2+ + 2 OH - Sr(OH)2 -> Sr2+ + 2 OH -

Concentrazione Ione Ossidrile

7pH di soluzioni diluite di basi forti Nel caso di soluzioni di basi forti, la concentrazione dello ione ossidrile, OH- , [OH ] = [OH ] BASE + [OH ] ACQUA però la concentrazione molare [OH ] ACQUA è talmente bassa da poter essere trascurata e quindi: [OH] = [OH ] BASE = C b dove C = concentrazione iniziale della base. POH = - log [OH ] = - log Cb pH = 14 - pOH

Calcolo pH Basi Forti

8pH di soluzioni diluite di basi forti 1) In pratica, per una soluzione 0,07 M di una base forte come NaOH C = 0.07 M = 7 x 10-2 M = 10-1M POH = - log [OH] = - log 0.07 = 1.15 ~ 1 pH = 14 - 1.15 = 12.85 2) Calcolare il pH di una soluzione di Ca(OH), 9 x 10-3 M. C = 9 x 10-3 M b [OH ] = 2 x C = 2 x 9 x 10- 3 M = 1.8 x 10- 2 M = 10-2 M POH = - log [OH ] = - log 1.8 x 10-2 = 1.74 = 2 pH = 14 - 1.74 = 12.26

Costante di dissociazione e forza di acidi e basi deboli

9Costante di dissociazione e forza di acidi e basi deboli Acidi e basi che in acqua sono parzialmente dissociati sono detti acidi deboli e basi deboli. Esempi HF + H2O ~ H2O+ + F- Acido acetico CH, COOH + H O ~ H,O+ + CH,COO- 3 2 Ammoniaca NH + HOz 3 2 NH + + OH - 4 Un acido debole in acqua ha la concentrazione degli ioni H2O+ sempre molto inferiore rispetto alla concentrazione dell'acido prima della dissociazione; stessa situazione vale per gli ioni OH- di una base debole.

Costante di equilibrio di ionizzazione

10Nel caso di acidi e basi DEBOLI, esiste una costante di equilibrio della reazione di ionizzazione: COSTANTE DI DISSOCIAZIONE ACIDA K a per un acido COSTANTE DI DISSOCIAZIONE BASICA K, per una base

Esempi di equilibri con costanti di dissociazione

Acidi deboli HF + H2O F- + H3O+ Ka = [F-].[H3O+] [HF] = 6,6.10-4 HCN + H2OCN- + H3O+ Ka = [CN-]-[H3O+] [HCN] = 6,17-10-10 Base debole NH3 + H20 NHỊ + OH- Kb = [NH#]-[OH-] [NH3] = 1,8.10-5 Tabella 12.3 Esempi di equilibri con le relative costanti di dissociazione in acqua, di acidi o basi deboli come l'acido fluoridrico HF, l'acido cianidrico HCN, e l'ammoniaca NH3.

Equilibrio di dissociazione

11L'equilibrio della loro dissociazione è fortemente spostato a sinistra e il valore della costante K è basso: K<1 HA + H2O ~ H2O+ + A. Charles D. Winters Molti alimenti contengono acidi deboli. Gli agrumi contengono acido citrico e acido ascorbico (vitamina C).

Forza Acida e Basica

12Costante di dissociazione e forza di acidi e basi Ad ogni acido debole HA è associata un valore caratteristico di K . a La forza acida di un qualsiasi acido HA è data dal valore numerico più o meno grande di K . a Un valore elevato di K indica che i prodotti nella reazione a di dissociazione sono favoriti rispetto ai reagenti e quindi l'acido è più forte. Lo stesso vale per le basi deboli.

Relazione tra Ka e forza acida

13Costante di dissociazione e forza di acidi e basi più elevato è il valore di Ka, più l'acido è forte, più tende a dissociarsi

Tabella Costanti di Dissociazione

14Costante di dissociazione e forza di acidi e basi

Aumento della forza basica Aumento della forza acida

Calcolo del pH di soluzioni acquose di acidi deboli

15Calcolo del pH di soluzioni acquose di acidi deboli HA + H,O ~ H2O+ + A - K = [H3O+][A] [HA] Poichè, con la ionizzazione, per ogni ione A si forma uno ione H2 O+ possiamo ritenere [H3 O+] = [A] Inoltre se indichiamo con C la concentrazione iniziale dell'acido, la quantità di acido non ionizzato all'equilibrio sarà pari a : [HA] = CA - [H3O+] Allora l'espressione della costante acida K diventa [H3O+]2 Ka = CA - [H3O+]Per gli acidi deboli, si può ritenere che la quantità di acido ionizzato sia molto piccola rispetto alla concentrazione iniziale C pertanto: [HA] = CA - [H3 O+] = CA Quindi la costante acida Ka diventa: Ka = [H3O+]2 Ka = [H3O+]2 CA A CA - [H3O+] dalla quale si può ricavare la concentrazione molare degli ioni ossonio [H2O+] [H3O+] = Ka x CA e quindi il pH della soluzione sarà: pH = - log [H3O+] = - log | Ka x CA

Esempio Calcolo pH Acido Debole

17ESEMPIO Si calcoli il pH di una soluzione 0.100 M di CH COOH 3 CH3COOH CH3COO-+ H3O+ [ CH3COO- ] [H3O+] Ka = a [ CH3 COOH ] Ka = 1.8 x 10-5M [H3O+] = VK2 x C2= \ 1.8 x 10-5 x 0.100 = 1.34 x 10-3 M pH = - log [H2 O+] = 2.9

Basi deboli

18Basi deboli Una base debole, indicata genericamente B, in soluzione acquosa stabilisce il seguente equilibrio di ionizzazione: B + H2O= > BH+ + OH- per la quale si definisce una costante di ionizzazione basica: Kb = .b [BH+ ][OH ] [B] in cui [H2O] è omesso perché costante. Analogamente agli acidi deboli possiamo calcolare il pOH: pOH = - log [OH-] = - log |K x CB

Esempio Calcolo pH Base Debole

19ESEMPIO Si calcoli il pH di una soluzione 0.02 M di NH 3 NH2 + H2O ~ NH + + OH - sbagliata [ H3O+ ] [NH3] Ka = a [NH4+ ] K = 1.8 x 10-5M [OH] = V K x C = \ 1.8 x 10-5 x 0.02 = 6 x 10-4 M pOH = - log [OH ] = 3.4 pH = 14 - pOH = 14 - 3.4 = 10.6