Dissociazione acida e basica e pH

+¿

¿

H

¿

2−¿

¿

A +

ovvero H ha una molarità doppia rispetto all’acido.

¿ ¿

2−¿ ¿

+¿+ A ¿

H A ↔ 2 H

2

Quando l’acido è biprotico la dissociazione in realtà si svolge in due fasi:

+¿

¿

H

¿

−¿

¿

HA

¿

¿

−¿ =¿

K a 1 ¿

+¿+ HA ¿

H A ↔ H

2

≫

2−¿ K K

a 1 a 2

¿

+ ¿+ A ¿

H A ↔ 2 H

2 +¿

¿

H

¿

2−¿

¿

HA

¿

−¿

¿

HA

¿

¿

¿ =¿

2−¿ K a 2 ¿

+ ¿+ HA ¿

−¿ ↔ H

¿

HA

Il primo protone si perde sempre più facilmente del secondo.

Una Base Biprotica si comporta analogamente:

−¿ ¿

OH

¿

2+¿

¿

B -

ovvero OH ha una molarità doppia rispetto alla base.

¿

−¿ ¿ ¿

¿+2OH

2+ ¿

(OH )

B ↔ B

2

Rari sono acidi e basi triprotiche che comunque funzionerebbero in modo analogo

(basterebbe moltiplicare per 3 invece che per 2).

K pK

La costante di dissociazione, , può anche espressa dal suo che è

 d d

definito come:

=−log

pK K

d 10 d +

La reazione di dissociazione dell’acqua, H O, produce sia ioni idrogeno, H , che ioni

2

-

ossidrile, OH :

−¿ ¿

+¿+OH ¿

H O ↔ H

2

La costante di dissociazione dell’acqua viene indicata con K :

w

+¿

¿

H

¿

−¿

¿

OH

=¿

K W

Si noti che la concentrazione dell’acqua, [H O], non appare al denominatore perchè è già

2

inclusa nella costante K . Il valore di K varia con la temperatura ma assume valori in

w w

-14

generale molto bassi e nell’ordine di 10 . Questo perchè in realtà pochissime molecole di

+ -

H O si dissociano in acqua e, di fatto, gli ioni H e OH in acqua distillata hanno una

2 -4

concentrazione pari a 10 Molare.

+¿

¿

H

¿

−¿ ¿

OH

¿

+¿

¿

H

¿

−¿ ¿

OH

¿ −14

−¿ =10 =¿

K W ¿

+¿+OH ¿

H O ↔ H

2

L’aggiunta di un acido o di una base sposta questa condizione di equilibrio alzando o

+¿

abbassando la concentrazione degli ioni . Il valore della concentrazione degli ioni

¿

H

+¿

+¿ ¿

H

, , è misura dell’acidità o della basicità (o alcalinità) di una soluzione. Per cui

¿

H ¿

una soluzione sarà:

+ ¿

¿

H

- Acida ¿

→¿

+ ¿

¿

H

- Neutra ¿

→¿ + ¿

¿

H

- Basica o Alcalina ¿

→¿

Per esprimere l’acidità (o alcalinità) di una soluzione si usa il pH (o il pOH):

+¿

¿

H

¿

−¿ ¿

O H

¿

¿ ¿

pH=−log 10

[ ]

−7 =7

log 10

Sapendo che possiamo quindi dire che una soluzione sarà:

10

- Acida se pH < 7

- Neutra se pH = 7

- Basica o Alcalina se pH > 7

Il pH si misura su una scala da 1 a 14. E ricordiamoci la relazione per cui pH + pOH =

14.

Vediamo qualche esempio:

Calcola il pH di 1 soluzione 0,005 M di B(OH) 2

OH

¿

−¿

−¿ ¿

OH

¿

¿

2 ¿

2+¿+ ¿

(OH )

B ↔ B

2

OH

¿

−¿

¿

¿

Se invece gli acidi, o le basi, sono debole, ci sono due possibilità di risolvere l’esercizio:

1) se ho la percentuale di dissociazione:

Calcola il pH di 1 soluzione 0,005 M di HA che si dissocia al 20%

+¿

¿

H

¿

−¿ ¿ ¿

+¿+ A ¿

HA ↔ H

Se invece è H A che si dissocia al 20%:

2

+¿

¿

H

¿ ¿

2−¿ ¿

+¿+ A ¿

H A ↔ 2 H

2

2) se ho il valore della costante di dissociazione K , o K :

a b

-5

Calcola il pH di 1 soluzione 0,05 M di HA con K = 4,8 · 10

a

+¿

¿

H

¿ vedi dimostrazione*



−¿ ¿ ¿

+¿+ A ¿

HA ↔ H

+¿

¿

H

¿

¿ -35

Il logaritmo di 4,8 · 10 si fa con la calcolatrice o si lascia indicato:

−3,5 =3,5−log .

pH=−log 4,8 ∙10 4,8

10 10

*Dimostrazione:

+¿

¿

H

¿

−¿

¿

A

¿

+¿

¿

H

¿

−¿

¿

A

¿

¿

=¿

K a 2

x √

=

K → x= K CA

a a

CA −¿

¿

OH

Allo stesso modo: ¿

¿

Esercitazioni: -3

Ho 1 soluzione 10 M di HCl. Qual’è il pH?

+ - + -

H O H + OH HCL H + Cl (la freccia più corta indica che HCl è molto

2

forte →

-3 + -3

Quindi, la concentrazione di HCL è 10 Molare e si dissocia tutto [H ] di Cl = 10 M

(si dissocia tutto) → →

+ -7 + -7 -3 -3

[H ] (all’equilibrio) = 10 + [H ] dell’acido 10 + 10 = 10 pH = 3

eq -3,4

Calcolare il pH e il pOH di 1 soluzione 10 M di HClO ?

3

-3,4 + +

[HClO ] = 10 M = [H ] (quando l’acido è forte, [H ] = CA = la molarità dell’acido

3

stesso)