Youlaurea.it
Vai alla Home Page About me Courseware Federica Living Library Federica Virtual Campus 3D Le Miniguide all'orientamento Gli eBook di Federica
 
 
Il Corso Le lezioni del Corso La Cattedra
 
Materiali di approfondimento Risorse Web Il Podcast di questa lezione

Antonello Santini » 23.Acidi e Basi forti e deboli


Forza degli acidi e delle basi

La forza degli acidi e delle basi è definita dal grado di dissociazione, α, per cui un elettrolita (un acido o una base): è forte quando in soluzione acquosa può considerarsi completamente dissociato in ioni; è debole quando la sua dissociazione è parziale, perché si stabilisce un equilibrio dinamico tra la parte dissociata e la parte indissociata.

Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è rappresentabile con la seguente equazione di equilibrio:

HA + H2O ↔ A- + H3O+

acido            base coniugata

Forza degli acidi e delle basi


Valori di Ka per gli acidi


Costante di acidità o di dissociazione acida Ka


Acidi e Basi forti e deboli


Costante di basicità o di dissociazione basica Kb


Prodotto ionico dell’acqua


Prodotto ionico dell’acqua


Acidi e Basi forti e deboli


Acidi e Basi forti e deboli


pH

L’acidità, la neutralità, la basicità di una soluzione acquosa vengono espresse per comodità di calcolo in termini di pH, ossia del logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione molare degli ioni H3O+:

pH = -log [H3O+]
cioè
[H3O+] = 10-pH

L’insieme dei valori di pH compresi normalmente tra 0 e 14 costituisce la scala del pH.

pH

Le condizioni di acidità, neutralità, basicità di una soluzione, tradotte in termini di pH, diventano:

  • se pH < 7 la soluzione è acida;
  • se pH = 7 la soluzione è neutra;
  • se pH > 7 la soluzione è basica.

In modo analogo al pH si può definire il pOH, che è il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni idrossido OH-:

pOH = -log [OH-]

Il prodotto ionico dell’acqua può quindi essere espresso anche come logaritmo pKw, mediante la relazione:

pKw = pH + pOH = 14

Esempi numerici sulla determinazione del pH

Scala di pH e valori approssimati per alcune sostanze comuni


Indicatori acido-base

Gli indicatori acido-base, o indicatori di pH, sono sostanze organiche che hanno la proprietà di assumere colori diversi in funzione del pH della soluzione in cui sono disciolti in quantità piccolissime.

Tale fenomeno è dovuto alla loro proprietà di acido (o base) debole, le cui forme coniugate hanno colore diverso.

In soluzione l’indicatore indissociato, HIn, partecipa all’equilibrio acido-base (vedi foto a lato)


Indicatori acido-base


Indicatori acido-base

L’occhio umano è capace di apprezzare la colorazione netta dell’una o dell’altra forma, quando il rapporto [In-] : [HIn] è 1 : 10 o 10 : 1; perciò più che al punto di viraggio ci si riferisce a un campo di viraggio corrispondente a 2 unità di pH. Indicatori di uso comune sono l’arancio di metile, il tornasole, la fenolftaleina ed altri il cui campo di viraggio è riportato nella Tabella successiva Gli indicatori sono usati nelle reazioni di titolazione di acidi e di basi.

Comuni indicatori acido – base


Titolazioni acido-base

  • Le titolazioni acido-base determinano la concentrazione di un acido o di una base in soluzione acquosa nota in maniera approssimata impiegando soluzioni a concentrazioni esattamente note.
  • Questi metodi si basano sull’aggiunta, in piccole aliquote successive, di un determinato volume di uno standard a concentrazione nota (titolo) ad un determinato volume di una soluzione a concentrazione incognita (o meglio nota in maniera approssimata) da titolare.
  • Il requisito fondamentale è che titolante e sostanza da titolare reagiscano in maniera stechiometrica e che la reazione vada a completamento.

Titolazioni acido-base

  • Nell’analisi volumetrica le concentrazioni delle soluzioni vengono espresse in normalità (N), numero di equivalenti per unità di volume in litri, così da rendere 1:1 il rapporto stechiometrico con cui titolante e sostanza da titolare reagiscono.
  • La titolazione si conclude quando il numero di equivalenti del titolante è uguale al numero di equivalenti della sostanza da titolare: si è raggiunto il punto di equivalenza.
  • Il punto finale di una titolazione, indica il numero di equivalenti di titolante aggiunti fino al momento in cui si ritiene di aver raggiunto il punto di equivalenza.
  • A causa dell’errore sperimentale e dei limiti dei metodi utilizzati, il punto finale è diverso dal punto di equivalenza. I due termini coincidono solo in una titolazione ideale.

Esempio: titolazione acido forte – base forte


Titolazioni acido-base III

La reazione che avviene per aggiunta della base forte è una reazione di neutralizzazione: gli equivalenti di NaOH aggiunti reagiscono con un identico numero di equivalenti di HCl, formando H2O:

HCl + NaOH → Na+ + Cl- + H2O

Si può seguire l’andamento di una titolazione costruendo una curva chiamata diagramma di titolazione che riporta il Volume di titolante in funzione del pH.


pH-metro

La misura del pH con gli indicatori e le titolazioni consente una determinazione approssimata: oggi una determinazione più precisa può essere effettuata con appositi apparecchi detti pH-metri che utilizzano un sistema elettrochimico che consente di ottenere la concentrazione di ioni H+ e quindi il pH.


Acidi e Basi forti e deboli


I materiali di supporto della lezione

Esempi numerici

Esercizi

Titolazioni Acido-Base

  • Contenuti protetti da Creative Commons
  • Feed RSS
  • Condividi su FriendFeed
  • Condividi su Facebook
  • Segnala su Twitter
  • Condividi su LinkedIn
Progetto "Campus Virtuale" dell'Università degli Studi di Napoli Federico II, realizzato con il cofinanziamento dell'Unione europea. Asse V - Società dell'informazione - Obiettivo Operativo 5.1 e-Government ed e-Inclusion