+¿
¿
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)
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