Chimica generale e inorganica

A A B B

0 C C

B B

C 0 0

A

0 C C

A A

+ -

Se unisco un acido forte e una base forte in eguali quantità faccio reagire in eguali quantità H O e OH che

3

danno acqua, dando dunque una soluzione neutra a pH=7: il pH è dato solo dall’autoprotolisi dell’acqua.

- Non equimolari -

o [HCl]<[NaOH] rimane OH ed ottengo una soluzione basica

BF

n <n => n = n - n

A B B A

- BF

[OH ]= n /V tot +

o [HCl]>[NaOH] rimane H O ed ottengo una soluzione acida

3

AF

n > n => n = n - n

A B A B

+ AF

[H O ]= n /V

3 tot

Acido debole + base forte

- Equimolari

A

- +

HA + H O + H O  

- -

2 3 HA + OH H O + A

2

 + -

B + H O BH + OH

2 in acqua la base forte si dissocia completamente e l’acido

In quanto -

debole reagisce con lo ione OH .

Si ha una reazione quantitativa, ovvero l’acido debole e lo ione OH - reagiscono completamente, dando solo

-

A : la soluzione risultante sarà una soluzione basica con pH corrispondente a quello della base coniugata

dell’acido debole. 

- -

Devo calcolare il pH della reazione: H O + A HA + OH

2

Base debole + acido forte

- Equimolari

 + -

B + H O BH + OH  

+ +

2 B + H O H O + BH

3 2

A

- +

HA + H O + H O

2 3 quanto in acqua l’acido forte si dissocia completamente e la base

In +

debole reagisce con lo ione H O

3

+

Si ha una reazione quantitativa, ovvero la base debole e lo ione H O reagiscono completamente, dando solo

3

corrispondente a quello dell’acido coniugato

+

BH : la soluzione risultante sarà una soluzione acida con pH

della base debole. 

+ +

Devo calcolare il pH della reazione: H O + BH B + H O

2 3

55

GIULIA FRATOSI

Acido debole + base debole

Dobbiamo cercare di ricondurre la Keq alle costanti acide e basiche: per farlo prima scriviamo la

dissociazione delle specie in acqua

Ma 56

GIULIA FRATOSI

Acidi poliprotici o polifunzionali

Si tratta di acidi che possiedono più di un idrogeno.

Quando si ha un acido poliprotico si ha la possibilità di avere deprotonazioni successive caratterizzate

diventa sempre più piccola, ovvero l’acido perde forza.

ciascuna da una deprotonazione, in cui la K A

La spiegazione è che si va a togliere uno ione positivo ad una specie sempre più negativa.

La costante di equilibrio è data dal prodotto delle K delle varie dissociazioni.

A

La reazione complessiva che possiamo scrivere per rappresentare tutte le dissociazioni non tiene in realtà

conto che procedendo con le deprotonazioni l’acido si dissocia sempre meno.

Per ogni deprotonazione ho una soluzione tampone, in quanto in ogni dissociazione si hanno coppie acido-

base coniugata.

- H SO

2 4

È un acido biprotico particolare, in quanto in prima dissociazione si comporta come acido forte e in seconda

dissociazione come acido debole:

Posso preparare solo una soluzione tampone, in quanto in prima dissociazione si comporta da acido forte.

- H PO : È un acido triprotico, che da luogo a tre dissociazioni successive

3 4

Basi polifunzionali

Si tratta di basi che possono accettare più di un protone.

Valgono le stesse caratteristiche degli acidi polifunzionali

Sostanze anfotere o anfiprotiche.

Sono sostanze che possono comportarsi sia da acidi o da basi, anche nei confronti dell’acqua.

Per capire il pH risultante in acqua devo confrontare le ka e le kb: avrà un comportamento acido se è

maggiore la ka mentre avrà un comportamento basico se la kb è maggiore.

in quanto corrispondono alla stessa sostanza e non all’acido e

Il prodotto della ka e della kb non da 10^-14,

alla sua base coniugata.

L’acqua è una sostanza anfotera, che si comporta in maniera simmetrica

57

GIULIA FRATOSI

Acidi particolari

Sono sostanze che non contengono protoni, ma che in acqua si idratano.

Si comportano da acidi solo quando si trovano in acqua

- Anidride carbonica

INDICATORI

Sono acidi o basi deboli che cambiano colore passando dalla forma acida a quella basica o viceversa.

Nella zona della soluzione tampone ho un intervallo di viraggio, ovvero in cui il colore vira tra il colore della

forma acida e della forma basica.

Il colore è dato dalla somma dei due colori.

Si usano gli indicatori per l’identificazione delle cellule tumorali (?)

Nelle cellule tumorali, rispetto alle normali cellule, il piruvato formato dalla glicolisi tende a formare acido

lattico, con conseguente diminuzione del pH: questo è detto effetto Warburg.

Si utilizza il rosso fenolo per l’identificazione delle cellule tumorali su piastra petri: su piastra l’indicatore

diventa giallo. 58

GIULIA FRATOSI

SOLUZIONI TAMPONE

Quando ho in soluzione sia l’acido debole (o base debole) e la sua base coniugata (o acido coniugato) in

rapporto di concentrazione compreso tra 0,1 e 10 ho una soluzione tampone:

- -

Proprietà:

- Il pH non varia al variare della diluizione

- Il pH tende a rimanere costante per piccole aggiunte di acidi e basi forti.

Se infatti aggiungo acido forte questo reagisce con la base debole per dare l’acido debole coniugato.

Se infatti aggiungo base forte questa reagisce con l’acido debole per dare la base debole coniugata.

in acqua dell’acido debole (o base debole) e della sua base coniugata (o acido

Le due reazioni di equilibrio

coniugata) sono simultanee e sono molto poco spostate a destra, in quanto per il principio di Le-Chatelier se

in soluzione ho il prodotto della reazione questa tenderà a tornare indietro.

Posso dunque supporre che le due concentrazioni di acido/base coniugata (o base/acido coniugato)

+ -

rimangano invariabili, ma non posso trascurare la concentrazione di [H O ] (o [OH ]).

3

Per calcolare il pH posso prendere in considerazione uno solo degli equilibri simultanei con la relativa

costante acida (o basica).

Le concentrazioni sono le concentrazioni di equilibrio iniziali

Per velocizzare, ecco tre casi specifici:

Ho più acido

Ho più base

Questo vale solo per le soluzioni tampone, che non possono essere date da acidi e basi forti.

Se voglio una soluzione tampone ad un determinato pH devo prendere una coppia acido/base coniugata con

una pKa di circa il pH desiderato. 59

GIULIA FRATOSI

Esempi: Voglio pH=6

Acido carbonico: pKa=6,35

-

Dunque 6=6,35-log(HA/A )

Il punto equivalente si ha quando ho un

eccesso di base, dunque non sarà 7 ma un

pH basico.

60

GIULIA FRATOSI

TITOLAZIONI ACIDO-BASE

Una titolazione è un’operazione il cui scopo è la determinazione del titolo di una soluzione.

Consiste nell’aggiungere volumi noti di una soluzione a concentrazione nota di un titolante ad un volume

noto di una soluzione a concentrazione ignota.

Il titolante deve reagire in modo rapido, completo e con stechiometria ben definita con la sostanza da titolare.

Nel caso delle titolazioni acido-base, il titolante è costituito quindi da

acidi e basi forti, mentre la sostanza da titolare può essere una base o

un acido qualsiasi: questo perché c’è bisogno che la reazione sia

quantitativa.

Il Punto equivalente è la situazione della titolazione in cui il numero

di moli del titolante e il numero di moli della sostanza da titolare

hanno lo stesso valore: M V = M V .

A A B B

Titolazione acido-base forti

L’acido e la base reagiscono in maniera quantitativa.

Prima dell’inizio della titolazione: ho solo solo acido forte.

1. Il pH si calcola con il meno logaritmo della concentrazione dell’acido.

a. Attenzione alla concentrazione dell’acido

b. forte: se è diluito e la sua concentrazione è <10^-6

non possiamo autoprotolisi dell’acqua.

2. Prima del punto equivalente: ho più acido forte rispetto alla base.



Faccio la differenza tra le moli dell’acido forte e le moli della base

a. forte, divido per il

+

volume totale ed ottengo la concentrazione di ioni H O in soluzione.

3 +

b. Calcolo il pH con il meno logaritmo della concentrazione dello ione H O

3

c. Vicino al punto equivalente avrò poco acido, devo fare attenzione alla concentrazione e

all’autoprotolisi dell’acqua

Punto equivalente: La concentrazione della base è uguale a quella dell’acido.

3. L’acido e la base reagiscono in maniera quantitativa e danno acqua.

a. esclusivamente dall’autoprotolisi dell’acqua e sarà uguale a 7.

b. Il pH è dato

Dopo il punto equivalente: ho più base forte rispetto all’acido.

4. Faccio la differenza tra le moli della base e dell’acido forte, divido per il volume totale ed

a. -

ottengo la concentrazione dello ione OH . -

b. Calcolo il pOH con il meno logaritmo della concentrazione dello ione OH

c. Vicino al punto equivalente avrò poca base in eccesso, devo fare attenzione alla

concentrazione e all’autoprotolisi dell’acqua.

titolazione il titolante è l’acido forte e il titolato e la base forte la situazione è simmetrica.

Se nella 61

GIULIA FRATOSI

Acido debole/base forte

1) Inizio: ho solo acido debole in soluzione

L’acido debole si dissocia in acqua

a. dell’acido e dalla sua concentrazione

b. Il pH dipende dalla K A

Risolvo l’equazione di secondo grado, prendendo solo la soluzione positiva in quanto si

c. tratta di una concentrazione.

Posso fare un’approssimazione, ovvero posso dire che la quantità di acido che si dissocia è

d. trascurabile rispetto a quella iniziale, ma devo verificare a posteriori

2) Prima del punto equivalente: ho più acido debole in soluzione

a. Ho una soluzione tampone quando

OPPURE

Si ha la reazione quantitativa dell’acido debole con

b. la base forte

i. Mi si forma un numero di moli di base coniugata data dalla differenza tra le moli di

acido debole e le moli di base forte

c. Ho due equilibri simultanei:

Dissociazione dell’acido debole in acqua

2. dell’acido debole in acqua

3. Dissociazione della base coniugata

d. Per il principio di Le Chatelier so che entrambe le reazioni sono poco spostate a destra.

La concentrazione di equilibrio dell’acido debole è dato approssimativamente dalle mole

e. di

acido debole che mi rimangono diviso il volume totale

La concentrazione della base coniugata è data dalle moli della base coniugata data dalla

reazione quantitativa diviso il volume totale +

f. Il pH è dato dalla concentrazione degli ioni H O

3

(sarebbero le concentrazioni, ma i loro volumi