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Valeria Costantino » 20.Equilibri acido-base: calcolo del pH


Acidi e basi

Precedentemente abbiamo già incontrato gli acidi e le basi (lezione 9) e possiamo cosi riepilogare quello che abbiamo già detto:

  • l’acidità è la misura della tendenza di una sostanza a cedere un protone.
  • La basicità è una misura dell’affinità di una sostanza per il protone.

Un acido forte è un acido che ha una forte tendenza a cedere il suo protone. Questo significa che la sua base coniugata deve essere debole, poiché ha scarsa affinità per il protone.
Un acido debole ha scarsa tendenza a cedere il suo protone, il che indica che la sua base coniugata è forte poiché ha un’alta affinità per il protone.

Acidi forti ed acidi deboli

Due esempi di acidi forti da ricordare assolutamente sono:

a. gli acidi alogenidrici (tranne HF);
b. gli ossiacidi in cui il numero di atomi di ossigeno supera di due o più il numero di protoni ionizzabili, ad es. acido nitrico, acido solforico ed acido perclorico.

Gli acidi deboli sono molto più numerosi e sono:

  • HF, Acidi in cui H non è legato ad O o ad un alogeno, come HCN o H2S;
  • ossiacidi in cui in cui il numero di atomi di ossigeno è uguale o supera di uno il numero di protoni ionizzabili (HClO, HNO2, H3PO4), gli acidi organici.

Basi forti e basi deboli

Le basi forti sono:
A. tutti gli idrossidi;
B. composti solubili contenenti ioni ossido.

Sono basi deboli composti aventi un atomo di azoto con una coppia di elettroni non impegnata in legami, come ammoniaca e le ammine (composti organici di formula RNH2)

Reazioni acido-base

In una reazione acido base (o reazione a trasferimento di protoni) devono essere presenti sia una base che un acido, perché un acido non può cedere il protone se non è presente una base che lo accetta.
Nella maggior parte delle reazioni acido-base di Bronsted-Lowry il trasferimento del protone non avviene al 100% ma si raggiunge lo stato di equilibrio.
La miscela all’equilibrio, in questo caso, vede sempre presenti due acidi e due basi. Questi possono essere raggruppati in due coppie coniugate acido-base.

Coppie coniugate acido-base

Tutte le reazioni di trasferimento di protone (reazioni acido-base) procedono prevalentemente dalla coppia acido-base più forte verso quella più debole.


Test di verifica

Identificare gli acidi e le basi coniugate.

a. Qual è la base coniugata di ciascuno dei seguenti acidi: acido perclorico, acido cloridrico, acido solfidrico.

b. Qual è l’acido coniugato di ciascuna delle seguenti basi: ammoniaca, ione cianuro, acqua.

L’acqua

In virtù delle sue caratteristiche chimiche, l’acqua può fungere sia da acido che da base (anfiprotica).
Per esempio, nella seguente reazione, l’acqua accetta un protone e funge da base:

HCl + H2O ⇆ Cl- + H3O+

Invece, nella reazione con l’ammoniaca, cede un protone agendo da acido:

NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-

Test di verifica

Scrivere le equazioni per le reazioni a trasferimento di protone:

a. Lo ione idrogeno solfito è anfiprotico. Scrivere un’equazione con l’acqua in cui lo ione agisca da acido.
b. Scrivere un’equazione con l’acqua in cui lo ione agisca da base.

Autoionizzazione dell’acqua

Abbiamo detto che l’acqua può agire sia da acido che da base.
Quindi, una molecola di acqua può cedere un protone ad un’altra molecola di acqua :

H2O + H2O H3O+ + OH-

Questa è detta reazione di autoionizzazione dell’acqua.

Autoionizzazione dell’acqua II

A temperatura ambiente, in ogni istante, solo 2 su 109 molecole di acqua sono ionizzate. Cosi l’acqua pura è essenzialmente costituita da molecole di acqua ed è un debolissimo conduttore:

H2O + H2O H3O+ + OH-

Questa è detta reazione di autoionizzazione dell’acqua.

Costante di equilibrio

Poiché l’autoionizzazione dell’acqua è un processo reversibile, per esso possiamo scrivere la seguente espressione della costante di equilibrio (vedi figura).

A temperatura costante

A temperatura costante


Prodotto ionico dell’acqua

E poiché possiamo includere [H2O] nella costante (poiché liquido puro), avremo che:

Kw= [H3O+] [OH-]

dove Kw è detta costante di ionizzazione dell’ acqua e a 25° e pari a 1,0 x 10-14

Poiché per rappresentare il protone idratato possiamo anche usare H+, l’espressione di Kw diventa:

[H+][OH-] = Kw

Prodotto ionico dell’acqua

Questa espressione della Kw è considerata valida per ogni soluzione diluita, e viene impiegata per calcolare [H+] se è nota [OH-] e viceversa.

Una soluzione in cui [H+] = [OH-] è detta neutra.

Se la concentrazione di uno dei due aumenta, la concentrazione dell’altro diminuisce in modo che il prodotto ionico delle loro concentrazioni sia sempre uguale a 1,0 x 10-14.

Prodotto ionico dell’acqua II

In soluzione acida, la concentrazione di H+ è maggiore di quella di OH-, mentre, viceversa, in soluzione basica la concentrazione di OH- è maggiore di quella di H+


Prodotto ionico dell’acqua III

Poiché un campione di acqua pura è elettricamente neutro e gli ioni H3O+ ed OH- sono gli unici ioni, la loro concentrazione è eguale :

[H3O+] = [OH-]

Se a 25°C Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14

Possiamo scrivere che : [H3O+] = Kw = 1,0 x 10-7

La scala del pH

La concentrazione molare di H+ in una soluzione acquosa è di solito molto bassa. Pertanto, [H+] è espressa in termini di pH.

Il ph è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di H+

pH = -log [H+]


Il pOH

In acqua pura a 25°C
pH = -log(1,0 x 10-7) = – [log(1,0) + log (10-7)] = – [0,00 + (-7)] = 7,00
Analogamente, il pOH di una soluzione è l’opposto del logaritmo in base 10 della concentrazione degli ioni OH-

pOH = – log10[OH-]

Applicando il calcolo logaritmico all’intera equazione della Kw, [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14 si ottiene che:

pH + pOH = 14

In soluzione acquosa a 25°C la somma del pH e del pOH deve essere uguale a 14.

La scala del pH


Test di verifica

Calcolare il pH di una soluzione se il suo pOH = 3. La soluzione è acida o basica?

pH di soluzioni di acidi forti

Abbiamo detto che gli acidi e le basi forti in soluzione acquosa sono completamente dissociati in ioni (elettroliti forti).
Nelle soluzioni acquose di un acido forte, l’acido è la sola fonte significativa di H+, di conseguenza la [H+] è uguale alla concentrazione iniziale dell’acido.

Per esempio, in una soluzione 0,20 M di HNO3 (aq) , [H+]= [NO3-]= =0,20 M; quindi il pH della soluzione sarà:

pH = -log 0,20 = 2

pH di soluzioni di basi forti II

Gli idrossidi degli elementi del I e II gruppo sono basi forti.
E’ da tener presente che gli idrossidi degli elementi del IIA forniscono due moli di ioni idrossido per ogni mole di base:

Ca(OH)2 (s) ⇆ Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

Inoltre le soluzioni di basi forti si formano anche quando gli ossidi degli ioni metallici, come Na2O e CaO, reagiscono con l’acqua:

O2-(aq) + H2O → 2OH-(aq)

Come calcolare il pH di soluzioni di basi forti

Calcolare il pH di una soluzione acquosa 0,60 M di KOH.

KOH è una base forte, quindi si dissocia completamente:

KOH (s) ⇆ K+(aq) +OH-(aq)

[OH-]= 0,60 M
pOH= -log 0,60= 0,22, quindi il pH = 14-0,22= 13,78

Il pH è basico, così come ce lo aspettiamo.

Il pH di acidi e basi deboli

Gli acidi e le basi deboli sono parzialmente dissociati in ioni in soluzione acquosa, quindi utilizziamo la costante di equilibrio per la reazione di dissociazione per quantizzare il grado di dissociazione.


Il pH di acidi e basi deboli II

Nel caso degli acidi deboli si ha equilibrio tra acido protonato e deprotonato, e per calcolare il pH di una soluzione di un acido debole, bisogna scrivere una tabella dell’equilibrio.
Per esempio consideriamo una soluzione 0,130 M di acido acetico CH3COOH, Ka = 1,8·10–5 M.

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + CH3COO (aq)


Il pH di acidi e basi deboli IV

Tuttavia, poiché siamo in presenza di un acido debole, possiamo supporre che la concentrazione di acido che si deprotona sia trascurabile rispetto alla quantità totale di acido. Scriviamo la Ka con questa approssimazione (vedi figura).


Il pH di acidi e basi deboli V

[H3O+] = 1,53·10–3M

pH = – log(1,53·10–3) = 2.82

Notiamo che la x è circa 100 volte più piccola di [CH3COOH], per cui effettivamente la concentrazione di acido acetico all’equilibrio è praticamente identica a quella iniziale.
Notiamo anche che [H3O+] è molto maggiore di quella originata dall’autoprotolisi dell’acqua, per cui possiamo trascurare questo equilibrio (Attenzione: questo può non succedere per acidi molto deboli, o per concentrazioni molto basse).

Il pH di soluzioni di basi deboli VI

Analogamente le basi deboli sono parzialmente dissociate in ioni in soluzione acquosa, quindi utilizziamo anche per le basi la costante di equilibrio per la reazione di dissociazione per quantizzare il grado di dissociazione.
Il calcolo è assolutamente identico, basta usare l’espressione della Kb invece di quella della Ka e calcolare il pH dal pOH.

Il pH di soluzioni di basi deboli VI

Supponiamo di voler calcolare il pH di una soluzione 0,89 M di ammoniaca (il Kb di NH3 è 1,8·10–5).

NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH


Il pH di soluzioni di basi deboli VII

Inserendo i dati e risolvendo poi in funzione di x2, otterremo il valore di OH- e quindi il pOH, da cui ci calcoliamo il pH.


Test di verifica

a. Calcolare il pH di una soluzione di HF 0,145 M sapendo che la Ka = 7,2 x 10-4

b. Calcolare il pH di una soluzione di dimetilammina (CH3)2NH 0,500 M sapendo che la Kb = 5,9 x 10-4

Qualche suggerimento …

1. Se in soluzione è presente un acido forte ed un acido debole, per calcolare il pH basta considerare solo gli ioni H3O+ provenienti dalla dissociazione dell’acido forte: quelli provenienti dall’acido debole sono trascurabili (se le concentrazioni dei due acidi sono simili).
Lo stesso accade se abbiamo una base forte ed una base debole.
2. Se vogliamo calcolare il pH di una soluzione di acidi deboli poliprotici, dobbiamo considerare soltanto la prima dissociazione, perché Ka1 >> Ka2 e la seconda dissociazione non dà contributo apprezzabile alla reazione.
Questo vale anche per un acido forte come l’acido solforico, perché l’acido solforico è un acido forte, ma lo ione idrogenosolfato è comunque un acido debole.

Qualche suggerimento … (segue)

3.Se abbiamo uno ione anfotero (come il bicarbonato HCO3), questo può reagire sia come acido che come base. Il calcolo è complesso, ma se lo ione è l’unica specie in soluzione (oltre all’acqua) che può dare reazioni acido-base, il pH può essere calcolato con la formula pH = ½(pKa1+ pKa2), indipendente dalla concentrazione del sale.

4.Se facciamo reagire (in acqua) un acido forte con una base debole (o viceversa) prima di impostare gli equilibri dobbiamo far reagire in maniera stechiometrica le due specie; soltanto a questo punto andiamo a considerare gli equilibri.

Obbiettivi della 20 Lezione

1.Usare le teorie acido-base
2. Applicare i principi dell’equilibrio chimico agli acidi ed alle basi in soluzione acquosa
3. Comprendere il concetto di pH
4. Calcolare il pH di soluzioni acquose di : acidi o basi forti, acidi o basi deboli.

I materiali di supporto della lezione

Test

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