Chimica medica

Calcolo del pOH di soluzioni basiche

pOH soluzione basica forte: pOH = -log[M BOH]

pOH soluzione basica debole: ^(aq)-(aq)

Per una base B + H₂O —> BH⁺ + OH^-, la Kb è calcolata come [OH^-][BH⁺]/[B]²

Per un acido HA + H₂O —> A^- + H₃O⁺, la Ka è calcolata come [H₃O⁺][A^-]/[HA]²

In soluzione acquosa, l'acido si dissocia e si forma la base coniugata (A^-), mentre il protone viene assunto da una molecola di acqua. Secondo la definizione di Bronsted, una base è una specie in grado di acquisire ioni H+, quindi in soluzione acquosa la base B assume un protone, diventando BH⁺ con carica positiva.

Quello che nell'immagine non viene indicato è la concentrazione dell'acqua. L'acqua rappresenta il solvente e in soluzioni diluite la concentrazione dell'acqua è costante e per questo non compare nell'espressione della costante di equilibrio.

Se K>>>1, il numeratore è molto maggiore del denominatore.

Calcoliamo il pH di una soluzione contenente un...

acido debole, l'acido acetico CH₃COOH, a 0,2 M

CH₃COOH + H₂O —> CH₃COO^- + H₃O+

La nostra incognita sarà rappresentata dalla concentrazione dei protoni.

Facendo poi il logaritmo della concentrazione dei protoni cambiato di segno, otterremo il pH.

Inizialmente la concentrazione dei protoni H₃O+ in acqua per il prodotto ionico dell'acqua, è pari a 1x10^-7, prima di aggiungere l'acido debole (CH₃COOH) la soluzione è neutra (pH = 7).

Quando porremo in soluzione un acido debole come l'acido acetico, una parte dell'acido si dissocia e possiamo scrivere l'equilibrio in base al valore di Ka (6,5 *10^-5).

Ka= [H₃O+] [CH₃COO^-] / [ CH₃COOH] = 6,5* 10^-5

Quello che dobbiamo immaginare è cosa accade quando poniamo in soluzione l'acido acetico.

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

L'acido acetico ha una concentrazione iniziale pari a 0.2 M e una parte di esso tenderà a cedere protoni all'acqua, quindi perderemo una

quantità di acido acetico equivalente alla quantità diprotone che si viene a formare. L'acido acetico dunque non avrà più una concentrazione di 0.2M ma avrà una concentrazione 0,2M - X, e ad X corrisponde la concentrazione dei protoni che si vengono a formare dalla dissociazione, quindi la concentrazione dei protoni H3O+ sarà X+1x10^-7. La concentrazione della base coniugata CH3COO- a questo punto sarà X. Quindi Ka= [x] [x+1x10^-7] / [0,2-x] = 6,5x10^-5. x= [H3O+]. Per risolvere questa equazione è possibile semplificare l'espressione, perché la concentrazione iniziale dei protoni 1x10^-7 è un valore molto piccolo rispetto alla quantità di protoni che vengono generati dalla dissociazione dell'acido, e dunque è trascurabile. Quindi anziché X + 1, rimarrà solo la X. Inoltre, se si tratta di un acido debole, quindi si dissocia solo parzialmente, possiamo trascurare anche

la X al denominatore, prendendo in considerazione solo la concentrazione iniziale dell'acido(0.2 M)

Alla fine questa espressione risulterà molto più semplice: -5Ka= [x] [x] / 0,2M= 6,5* 10

Quindi 2X = Ka * 0,2 M-5. -3x = √(6,5 * 10 *0,2)= 3.6 x 10^-3

log (3,6 x 10 ) = -2.4

pH= 2.4

VERIFICA DELL'ESERCIZIO

Adesso per vedere se il valore di X è davvero trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale dell'acido andiamo a sottrarre 0.0036 a 0.2M.

0.2M - 0.0036 = 0.1964 (praticamente 0.2, quindi è trascurabile)-7

Possiamo notare che il valore 1x 10 è sicuramente trascurabile rispetto alla concentrazione dei-3 protoni (3.6x10 ), poiché è un valore estremamente piccolo rispetto a quest'ultimo. Dunque i procedimenti da noi eseguiti sono validi.

Per calcolare la concentrazione dei protoni in un acido debole possiamo fare: [H+]= rad(Ka M acido)

Per calcolare la concentrazione OH- in una base debole possiamo fare: [OH-] = rad

(Kb M basequando la differenza tra atomi di idrogeno e ossigeno è MAGGIORE o uguale a 2, l'acido inquestione è FORTE; se invece è MINORE di 2, l'acido è DEBOLE

Secondo Bronsted, ad ogni acido corrisponde una base coniugata e viceversa.

Questo ci permette di introdurre il calcolo del pH nel caso n cui invece di partire da una base o daun acido (come negli esempi precedenti), partiamo da un sale della base coniugata di un acido.

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

Quindi ad esempio, non partiremo più dall'acido acetico (CH3COOH) , ma partiremo dal sale dellabase coniugata, ovvero lo ione acetato (CH3COO-)

I sali sono composti che in soluzione acquosa esistono dissociati nei loro ioni; tali ioni, seprovenienti da acidi deboli o da basi deboli, reagiscono con le molecole dell'acqua, comportandosida acidi o da basi di Bronsted più o meno forti.

L'idrolisi basica è l'idrolisi di un sale che contiene una base coniugata

di un acido debole

Viceversa se noi abbiamo a che fare con un acido coniugato di una base debole (ad esempio loione ammonio) questo in soluzione tenderà a cedere protoni e questo è un esempio di idrolisi acida.

L'interazione tra sali e acqua viene detta idròlisi: si può osservare sperimentalmente che sciogliendo un sale in acqua è possibile ottenere in alcuni casi una soluzione basica (idrolisi basica), in altri casi una soluzione acida (idrolisi acida), in altri ancora una soluzione neutra (idrolisi neutra).

IDROLISI BASICA

CH3COONa → CH3COO- + Na+

Sale con base forte

In soluzione avremo l'idrolisi del sale, quindi avremo la base coniugata dell'acido acetico (acido debole) e lo ione sodio.

Ora lo ione acetato in soluzione si comporterà da base e acquisterà protoni

CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-

La soluzione, per la presenza degli ioni OH-, sarà basica poiché l'idrolisi di un sale contenente

La base coniugata dell'acido debole viene chiamata idrolisi basica in quanto produce ioni OH- in soluzione. Calcolare il pH di una soluzione a seguito di una idrolisi basica:

CH₃COO- + H₂O → CH₃COOH + OH-

K_i (costante di idrolisi) = [CH₃COOH] [OH-] / [CH₃COO-]

Al denominatore è presente la concentrazione della base coniugata dell'acido acetico, mentre al numeratore è presente la concentrazione dell'acido acetico e la concentrazione dello ione OH-. La K_i può essere espressa in funzione della costante acida K_a dell'acido acetico.

Dobbiamo dunque moltiplicare sia il numeratore che il denominatore per la concentrazione dei protoni (la frazione non varia):

K_i (costante di idrolisi) = [CH₃COOH] [OH-] [H+] / [CH₃COO-] [H+]

Al numeratore abbiamo il prodotto della concentrazione degli ioni OH- per la concentrazione degli ioni H+, questo prodotto è il prodotto ionico dell'acqua e dunque l'espressione può essere sostituita con K_w.

K_i = K_w

(costante di idrolisi) = [CHCOOH] Kw / [CH3COO-] [H+]

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

Ciò che rimane non è altro che la Ka ribaltata, che vede al denominatore l'acido e al numeratore la base coniugata e la concentrazione dei protoni, quindi

Ki= 1/Ka Kw, Ki=Kw/Ka

Per calcolare (in questo esempio) il pH, andremo a calcolare la concentrazione degli OH- (poiché ci troviamo in un'idrolisi basica), facendo la radice quadrata della concentrazione del sale (che contiene la base coniugata) per la costante di idrolisi Ki.

[OH-] = √(Ki Cs)

IDROLISI ACIDA

Derivante da un sale contenente un'acido coniugato di I una base debole.

Ki= Kw/Kb

[H3O+] = √(ki Cs) = √( Kw/ Kb Cs)

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

ACIDI POLIPROTICI

Non tutti gli acidi donano un protone ma possono donare anche 2 o più protoni, questi acidi vengono chiamati acidi poliprotici.

Ad esempio l'acido solforico è un acido diprotico.

Durante la prima dissociazione si comporta da acido

forte:H2SO4 + H2O —> HSO4 + H3O+

HSO4- invece è un acido debole, la sua ionizzazione non è completa

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

HSO4- + H2O —> SO4 + H3O+

Andiamo ora a calcolare la concentrazione degli ioni H+ derivanti dalla seconda ionizzazione:

Questa volta non posso usare la formula semplificata perché la quantità di ioni H+ presenti nell'acqua non è più trascurabile, (come nel caso della prima ionizzazione dove gli ioni H+ già presenti erano 1,0 * 10^-7)

Ka2= [H3O+] [S^4-] / [HSO4-] = 1,1 * 10^-4

Y= ioni H+

1,1 * 10^-4 = [ 1,05 * 10^-4 + y ] * y / [1,05 * 10^-4 - y]

Risolvendo l'equazione di secondo grado otteniamo che

Y= 1,1*10^-4

Quindi in totale gli ioni H+, alla fine delle 2 dissociazioni saranno:

[H+]= 1,05 * 10^-4 + 1,1*10^-4 = 1,05 * 10^-4

Quindi pH= -log [ 1,05 * 10^-4 ] = 3,98

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

NEUTRALIZZAZIONE

La neutralizzazione è una reazione fra un acido e una base in quantità

incognita. Il punto in cui, in una reazione di neutralizzazione, vi è una uguale quantità di acido e di base si chiama punto di equivalenza. N acido V acido = N base V base. n = nacido base. Immaginiamo di avere una soluzione di HCl, di cui non si conosce la concentrazione della soluzione. Abbiamo 1 litro della soluzione ed effettuiamo una titolazione con una base NaOH. Si raggiungerà il punto di equivalenza quando avremo aggiunto alla soluzione 10 mL di una soluzione di NaOH alla concentrazione 1N. Al punto di equivalenza, gli equivalenti basici sono esattamente uguali agli equivalenti acidi (n acido = n) quindi se calcoliamo gli equivalenti basici sapremo quanti equivalenti acidi avremo in base soluzione.