Esempi. Acidi e basi forti. Acidi e basi forti. Chimica analitica. C. A. Mattia

DIPARTIMENTO DI FARMACIA UNIVERSITÀ DEGLI STUDI DI SALERNO

C. A. Mattia

Chimica analitica

C. A. Mattia 2

Acidi e basi forti

Per una soluzione contenente la concentrazione C_adi un acido forte HA si possono scrivere le seguenti equazioni:

[A^-] = C_a (bilancio di massa)

[H⁺] = [A^-] + [OH^-] (bilancio di carica)

[H⁺]•[OH^-] = K_w (autoprotolisi dell’acqua) Il sistema è descritto da tre equazioni in tre incognite ([A^-], [H⁺] e [OH^-]).

Tenendo presente che [OH^-] = K_w/[H⁺] si ricava:

([H⁺]²– C_a•[H⁺] – K_w= 0)

Analogamente, per una soluzione contenente la concentrazione C_bdi un base forte, si ha:

] [H C K ]

[H^  _a  ^W_

] [OH C K

]

[OH^  _b  ^W_

C. A. Mattia 3

Acidi e basi forti

Il pH di una soluzione contenente un acido forte è uguale a -log(C_a) (e quello di una soluzione contenente una base forte è uguale a -log(C_b)) solo se il contributo dell’acqua è trascurabile ovvero se [OH^-] (K_w/[H⁺]) è trascurabile nell’espressione

Per una miscela di acidi (o basi) forti, trascurando la dissociazione dell’acqua, si ha

dove n tiene conto dei sistemi poliprotici.

] [H C K ]

[H^  _a  ^W_

 _ 



 ^



i

i i b

a

iC [OH ] nC

n ] [H

C. A. Mattia 4

Esempi

Qual è il pH di una soluzione 0,129M in HCl e 0,045M in HNO₃? [H⁺] ≈ 0,129 + 0,045 = 0,174M; pH = 0,76

Qual è il pH di una soluzione 0,129M in NaOH e 0,045M in KOH.

[OH^-] ≈ 0,129 + 0,045 = 0,174M; pOH = 0,76; pH = 12,34 Qual è il pH di una soluzione 0,129M in NaOH e 0,045M in Ca(OH)₂.

[OH^-] ≈ 0,129 + 2•0,045 = 0,219M; pOH = 0,66; pH = 13,34 Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 300ml di HCl 0,129M e 200ml di HNO₃0,045M.

Considerando i volumi additivi le concentrazioni dei due acidi sono rispettivamente 0,129•0,300/(0,300 + 0,200) = 0,0774M e 0,045•0,200/(0,300 + 0,200) = 0,0180M.

[H⁺] ≈ 0,0774 + 0,0180 = 0,0954M; pH = 1,02

C. A. Mattia 5

Acido forte e base forte

Un acido e una base forte danno luogo a neutralizzazione (HA + BOH  A^- + B⁺ + H₂O), formando ioni che non subiscono idrolisi.

A secondo del reagente limitante la soluzione sarà acida (C_HA > C_BOH), basica (C_HA < C_BOH) o neutra (C_HA= C_BOH).

Per sistemi poliprotici bisogna considerare il numero di H⁺ o OH^- presenti:

3H₂A + 2B(OH)₃  3A^2- + 2B³⁺ + 6H₂O.

La soluzione sarà acida se ⅔•C_a > C_b, basica se

⅔•C_a < C_b, o neutra se ⅔•C_a = C_b.

C. A. Mattia 6

Esempi

Qual è il pH di una soluzione 0,129M in HCl e 0,045M in NaOH?

[H⁺] ≈ 0,129 - 0,045 = 0,084M; pH = 1,08

Qual è il pH di una soluzione 0,129M in HCl e 0,045M in Ca(OH)₂. [H⁺] ≈ 0,129 - 2•0,045 = 0,039M; pH = 1,41

Qual è il pH di una soluzione 0,129M in HCl e 0,095M in Ca(OH)₂. [OH^-] ≈ 2•0,095 - 0,129 = 0,061M; pOH = 1,21; pH = 12,79 Qual è il pH di una soluzione 0,190M in HCl e 0,095M in Ca(OH)₂.

[H⁺] = 0,190 - 2•0,095 (+ 1,00•10^-7)= 1,00•10^-7M; pH = 7,00 Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 300ml di HCl 0,129M e 200ml di NaOH 0,045M.

Considerando i volumi additivi le concentrazioni dell’acido e della base sono rispettivamente 0,129•0,300/(0,300 + 0,200) = 0,0774M e 0,045•0,200/(0,300 + 0,200) = 0,0180M.

[H⁺] ≈ 0,0774 - 0,0180 = 0,0594M; pH = 1,23

7

Sistemi acido-base coniugati

Le costanti di dissociazione dell’acido e della base di una coppia coniugata non sono indipendenti:

] [A

] [OH K_b [HA] _

 

[HA]  ] [A ] K_a [H



 



14 w

b

a [H ] [OH ] K 1,0 10

] [A

] [OH [HA]

[HA]

] [A ] K [H

K _ ^{  }















 

 





8

pH Acidi deboli

Il calcolo del pH di una soluzione contenente un acido debole è abbastanza complesso. Si può dimostrare che la concentrazione idrogenionica in una soluzione contenente un acido debole è calcolabile mediante l’equazione esatta:

] [H

K ] [H K

C ] K

[H ^W

a a a





 



 

L’equazione deriva dal bilancio di carica [H⁺] = [A^-] + [OH^-], dove [A^-] si ricava dal bilancio di massa C_a= [A^-] + [HA] e dalla costante di dissociazione K_a = [A^-]•[H⁺]/[HA] e [OH^-] dalla costante di dissociazione dell’acqua.

Solo se possono essere accettate alcune approssimazioni l’equazione diventa:

a a a

a W a

a

a [H ] K C

] [H

C K ] [H

K ] [H K

C ] K

[H    



 

  _{  } ^



C. A. Mattia 9

Acidi deboli

Il calcolo del pH di una soluzione contenente un acido debole deve sempre essere eseguito tenendo presente quanto detto nella diapositiva precedente. Trascurando l’ultimo termine, si può usare l’equazione

] [H K

C ] K

[H

a a a







 

Ovviamente si deve verificare, alla luce del risultato, che gli ioni idrogeno provenienti dalla dissociazione dell’acqua siano effettivamente trascurabili.

2

C K 4 K ] K

[H ^{a a}

2 a

a   





C. A. Mattia 10

Acidi deboli

HA  H⁺ + A^-

K_a= [H⁺]•[A^-]/[HA] [HA] + [A^-] = C_a logK_a= log[H⁺] + log [A^-] – log[HA]

log[A^-] – log[HA] = pH – pK_a [H⁺] >> K_a  pH < pK_a  [HA] ≈ C_a

[H⁺] << K_a  pH > pK_a  [A^-] ≈ C_a

pH < pK_a log[HA] ≈ logC_a

log[A^-] ≈ pH – pK_a+ logC_a

pH > pK_a log[A^-] ≈ logC_a

log[HA] ≈ -pH + pK_a+ logC_a

C. A. Mattia 11

Acidi deboli

K_a= 1,00•10^-5 C_a= 0,100M

pK_a= 5,00 logC_a= -1,00

HA A^-

OH^- H⁺

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

-2

-4

-6

-8 pH

log[ ] log[HA] ≈ logC_a

log[A^-] ≈ logC_a

C. A. Mattia 12

Acidi deboli

HA A^-

OH^- H⁺

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

-2

-4

-6

-8 pH

log[ ] pK_a= 9,00

C_a= 0,100 M

C. A. Mattia 13

Acidi deboli

HA OH^- A^-

H⁺

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

-2

-4

-6

-8 pH

log[ ] pK_a= 9,00

C_a= 0,00100 M

C. A. Mattia 14

Titolazione

Nell'analisi volumetrica la concentrazione di analita viene determinata mediante titolazione, cioè mediante aggiunta di un volume noto di una soluzione di reattivo a concentrazione nota, il titolante, che reagisce quantitativamente con l'analita in esame.

Il

punto di arresto

punto equivalente

esattamente stechiometrica

15

Titolazione

L’errore di titolazione (differenza punto finale rispetto al punto equivalente) è piccolo se:

la reazione tra analita e titolante è rapida (condizione verificata in tutte le titolazioni acido- base), quantitativa e a stechiometria nota;

non si verificano reazioni collaterali del titolante con interferenti, con l'ossigeno disciolto in soluzione o con l'anidride carbonica, ecc.;

è possibile reperire un indicatore, cioè una sostanza che permetta di identificare il punto equivalente cambiando di colore in vicinanza di esso (viraggio).

16

essere stabile e reagire rapidamente completamente e selettivamente con l’analita;

poter essere reperito facilmente e deve essere essiccabile (preferibilmente a 110-120°C) e conservabile allo stato puro;

rimanere inalterato durante le operazioni di pesata (non deve essere igroscopico, ossidabile all'aria o assorbire anidride carbonica);

poter essere analizzato con metodi idonei al fine della determinazione della purezza (maggiore del 99,98%);

avere preferibilmente un alto peso molecolare in modo da minimizzare l'errore di pesata;

essere facilmente solubile nel solvente (acqua).

Uno standard primario è una sostanza che può essere usata per preparare soluzione a concentrazione nota con esattezza.

Uno standard primario deve:

Titolante

C. A. Mattia 17

La concentrazione di una soluzione standard, ovvero nella quale è nota la concentrazione di un dato analita, viene stabilita:

mediante dissoluzione di una quantità nota di standard primario (metodo diretto);

mediante titolazione con uno standard primario (standardizzazione; se la soluzione standardizzata è usata per titolare una soluzione incognita, allora è detta standard secondario).

Titolante

C. A. Mattia 18

Per standardizzare una soluzione di HCl, sono eseguite 4 titolazioni di soluzioni standard di carbonato sodico puro essiccato a 260°C.

Massa di carbonato (g): Volume di HCl (ml):

0,2020 32,32

0,1992 32,10

0,2085 33,34

0,1903 30,82

Calcolare la molarità della soluzione di acido cloridrico (P = 95%).

La procedura suggerisce di pesare c.e. (circa esattamente) 0,2 g di carbonato di sodio anidro e di portarlo in soluzione in una beuta con acqua deionizzata (V_fin  150 ml) e di titolare con l’acido cloridrico dopo aggiunta di 2-3 gocce di metilarancio. La buretta, contenente l’acido, è tarata in decimi di millilitro.

Esempio

C. A. Mattia 19

C_HCl= 0,1174 ± 0,0011 M (P = 95%; n = 4) C_HCl= 0,1174 ± 0,0011 M ( = 0,05; = 3)

Esempio

C. A. Mattia 20

La curva di titolazione è il grafico ottenuto riportando in ordinate il logaritmo negativo di una concentrazione (pH, pCl, pMg, ecc.) o un segnale (per es. potenziale) in funzione del volume di titolante.

Un esempio classico è quello della titolazione di un acido forte con una base forte. Nel caso della titolazione di HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M si ha la curva di titolazione riportata in figura.

Esistono titolazioni acido-base, di precipitazione, di complessazione di ossidoriduzione, ….

HCl 0,1 M + NaOH 0,1 M

0 25 50 75 100

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Volume di NaOH (ml)

pH

pHpe

Tipi di curve di titolazione

C. A. Mattia 21

Titolazioni di neutralizzazione

Gli indicatori normalmente usati per l'identificazione del punto di arresto di una titolazione acido-base sono coppie coniugate acido/base caratterizzate dal fatto che l'acido e la base coniugati (indicati con HIn e In^-) hanno diverso colore.

Nel caso di un indicatore generico HIn, avente costante di dissociazione acida K_in, si ammette di riuscire a distinguere il colore dell'acido o della base coniugata quando il rapporto [In^-]/[HIn] è uguale a 0,1 o 10, rispettivamente.

L'intervallo di pH corrispondente a questa variazione del rapporto [In^-]/[HIn] è ovviamente dato da

pH = pK_In ± 1

Normalmente si assume che il viraggio di un indicatore avvenga in circa due unità di pH. Gli intervalli di viraggio riportati nella prossima diapositiva non sono perfettamente uguali a due unità di pH, o simmetrici a cavallo di pH = pK_In, perché la diversa intensità delle colorazioni implica una diversa sensibilità visiva.

C. A. Mattia 22

Indicatori

23

Indicatori

24

Gamma di colori che il metilarancio assume in funzione del pH.

L'indicatore deve essere aggiunto nella quantità minima necessariaper poter osservare il viraggio.

In caso contrario potrebbe consumare una frazione non indifferente di titolante.

Indicatori

C. A. Mattia 25

Indicatori

HA A^-

OH^- H⁺

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

-2

-4

-6

-8 pH

log[ ]

C. A. Mattia 26

Titolazione acido forte con base forte

Il pH durante la titolazione può essere calcolato

prima del p.e. Eq. 1

al p.e. Eq. 2

dopo il p.e. Eq. 3  

b a

b b a a

V V

V C V H C







 



 ^{H 1,0107M}

 

b a

a a b b

V V

V C V

OH C 





 



0 25 50 75 100

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Volume di NaOH (ml)

pH

a

b pHpe

Curve di titolazione di

a) HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M.

b) HCl 0,001 M con NaOH 0,001 M.

Perché C_a C_b?

Qual’è l’effetto della concentrazione?

C. A. Mattia 27

Scelta dell’indicatore

La figura riporta due curve di titolazione ottenute titolando

HCl 0,05 M con NaOH 0,1000 M,

HCl 0,0005 M con NaOH 0,0010(00) M.

Quale indicatore scegliereste nei due casi?

Perché si commette un errore trascurabile anche se non ci si ferma al pH_pe?

C. A. Mattia 28

pH di soluzioni tampone

Sistema di 5 equazioni in 5 incognite:

K_w= [H⁺]•[OH^-] = 1,00•10^-14 K_a[HA] = [H⁺]•[A^-]

C_A= [Na⁺]

C_HA+ C_A= [HA] + [A^-] [Na⁺] + [H⁺] = [OH^-] + [A^-]

] [ ] [

] [ ] ] [

[ _{ }



 







 

H OH C

H OH K C

H

A HA a

] [

] ] [

[ _

 



 

H C

H K C

H

A HA a A

HA a C K C H^] [

……….

Come al solito esistono un’equazione esatta e più equazioni approssimate.

Equazione di Henderson-Hasselbalch

HA in presenza di NaA

C. A. Mattia 29

Effetto della diluizione sul pH

di una soluzione tampone (pK_a= 4), di un acido debole,

di un acido forte.

Proprietà soluzioni tampone

Capacità tampone

pH = pK_a

C. A. Mattia 30

Anche le soluzioni contenenti una coppia coniugata di un acido poliprotico, quali per esempio le coppie coniugate H₂PO₄^-/H₃PO₄, HPO₄^2-/H₂PO₄^-, PO₄^3-/HPO₄^2-, CO₃^2-/HCO₃^-, ecc., sono soluzioni tampone. Gli acidi poliprotici costituiscono quindi sistemi tampone multipli.

In laboratorio non conviene preparare una soluzione tampone mescolando le quantitàcalcolatedi acido e base coniugati.

Infatti, le equazioni per il calcolo del pH delle soluzioni tampone forniscono soluzioni approssimate, in quanto nell'applicarle bisognerebbe usare le attività e non le concentrazioni: specialmente nel caso di soluzioni tampone caratterizzate da una elevata forza ionica e/o in presenza di specie recanti cariche multiple (ioni fosfato, citrato, ecc.), le attività in soluzione sono significativamente minori delle concentrazioni calcolate.

Inoltre, nel caso la temperatura fosse diversa da 25°C, nei calcoli bisognerebbe usare i valori delle varie costanti di equilibrio validi alla temperatura di lavoro.

Soluzioni tampone

31

Il metodo di preparazione più conveniente consiste nel portare in soluzione, in un matraccio tarato, la quantità di base o di acido coniugati necessaria per realizzare la molarità richiesta, portare il pH al valore corretto mediante aggiunte successive di base forte o, rispettivamente, acido forte concentrati (all'incirca 1 M) e quindi portare a volume.

Se il pH finale non deve essere controllato con molta precisione, l'operazione può essere effettuata anche leggendo il pH con cartine indicatrici: ne esistono di indelebili (che non contaminano la soluzione) e che permettono la misurazione del pH a ± 0,1-0,3 unità.

Altrimenti è necessario usare un elettrodo a vetro ed un pHmetro.

31

Soluzioni tampone

32

Titolazione acido debole con base forte Acido acetico 0,1M con

NaOH 0,10M.

Acido acetico 0,001M con NaOH 0,0010 M

Perché nella prima metà della titolazione la curva è diversa da quelle relative alla titolazione di un acido forte con una base forte?

Qual’è il pH a metà titolazione?

pH_50%= pK_a

C. A. Mattia 33

Acidi e basi polifunzionali

Un acido che può cedere più di un protone si definisce poliprotico; a sua volta una base poliprotica è una specie capace di accettare più protoni.

L’acido fosforico presenta i seguenti equilibri acidi:

H₃PO₄+ H₂O H₂PO₄^-+ H₃O+ K_a1= 7,5210^-3 H₂PO₄^-+ H₂O HPO₄^2-+ H₃O+ K_a2= 6,2310^-8 HPO₄^2-+ H₂O PO₄^3-+ H₃O+ K_a3= 4,4110^-13 La forza decresce con la perdita di protoni (K_a1> K_a2> K_a3).

H₃PO₄+ 3H₂O PO₄^3-+ 3H₃O+ K_tot= K_a1K_a2K_a3 Lo ione fosfato presenta i seguenti equilibri basici:

PO₄^3-+ H₂O HPO₄^2-+ OH^- K_b1= 2,2710^-2 HPO₄^2-+ H₂O H₂PO₄^-+ OH^- K_b2= 1,6110^-7 H₂PO₄^-+ H₂O H₃PO₄+ OH^- K_b3= 1,3310^-12 La forza decresce con l’acquisto di protoni (K_b1> K_b2> K_b3).

PO₄^3-+ 3H₂O H₃PO₄+ 3OH^- K_tot= K_b1K_b2K_b3 Le costanti acidi e basiche sono collegate fra loro.

K_a1K_b3= K_W; K_a2K_b2= K_W; K_a3K_b1= K_W

C. A. Mattia 34

Acidi poliprotici deboli

K_a1= 1,00•10^-4 K_a2 = 1,00•10^-9 C_a= 0,100M pK_a1 = 4,00 pK_a2 = 9,00 logC_a= -1,00

H₂A HA^-

OH^-

H⁺

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

-2

-4

-6

-8 pH

log[ ] A^2-

] log[A pK pK 2pH A]

log[H

A]

[H ] [A ] K [H K

2 a2 a1 2

2 2 2 a2 a1

















 

 A]

log[H pK pK 2pH ] log[A

A]

[H ] [A ] K [H K

2 a2 a1 2

2 2 2 a2 a1









 









C. A. Mattia 35

Titolazione del carbonato sodico con HCl

Carbonato 0,1 M + HCl 0,1000 M

3.8

50 100

0 25 50 75 100 125 150

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Volume

pH

Si tratta della titolazione di una base debole con un acido forte.

La base debole è poliprotica.

Sono visibili 2 salti di pH e determinabili 2 punti di equivalenza.

Il secondo salto di pH è più netto del primo.

Titolando in presenza di metilarancio si determina il secondo punto di arresto (il primo con fenolftaleina).

CO₃^2-+ 2H⁺ = H₂O + CO₂

35

C. A. Mattia 36

Elettroliti anfoteri

NaHA → Na⁺+ HA^-

HA^-(+ H₂O)  A^-2+ H⁺ K_a2

HA^-+ H₂O  H₂A + OH^- K_b2 = K_w/K_a1

per K_a2>> K_we C_s>> K_a1

HA^- + HA^-  H₂A + A^-2 base₁ acido₂ acido₁ base₂

1 a s

s 2 a w

K / C 1

C K ] K

H

[ 

 



2 a 1

a

K

K ]

H

[

 

2 2

2 2 2

2 a2

a1 [H ]

A]

[H ] ] [A

] [H [HA

] [A ] [H A]

[H

] [HA ] K [H

K ^

 















 

 





C. A. Mattia 37

Idrolisi salina

AB → A^-+ B⁺ A^-+ H₂O  HA + OH^- B⁺+ H₂O  BOH + H⁺

[A^-]; [B⁺]; [HA]; [BOH]; [H⁺]; [OH^-]

[HA]•K_a= [H⁺]•[A^-] [BOH]•K_b= [B⁺]•[OH^-] [A^-] + [HA] = C_s [B⁺] + [BOH] = C_s [A^-] + [OH^-] = [B⁺] + [H⁺] K_w= [H⁺]•[OH^-]

[H⁺] << [B⁺]; [OH^-] << [A^-]  [A^-] = [B⁺]; [HA] = [BOH]

[A^-] = K_a•[HA]/[H⁺] = K_b•[BOH]/[OH^-]= [B⁺] [H⁺] = [OH^-]•K_a•[HA]/ K_b•[BOH]

[H⁺]²= [H⁺]•[OH^-]•K_a/K_b

b w a a

a b

a

w K K K K /K

K K K ]

[H^    ^{ } 

C. A. Mattia 38

Idrolisi salina

AB → A^-+ B⁺ A^- + H₂O  HA + OH^- B⁺ + H₂O  BOH + H⁺

H⁺ + OH^- H₂O

(H₂O +)A^- + B⁺  HA + BOH

(C_s-x C_s-x x x )

K_i = [HA]•[BOH]/([A^-]•[B⁺])

K_i = [H⁺]•([HA]/[H⁺]•[A^-])•[OH^-]•([BOH]/[OH^-]•[B⁺]) K_i= K_w/(K_a•K_b)

K_i = x²/(C_s-x)² x = C_s•K_i^½/(1+K_i^½)

39

Esempio

Acetato di piridinio (CH₃COOC₅H₅NH) 0,636 M acido acetico K_a= 1,76•10^-5

piridina K_b = 1,71•10^-9

K_i= 1,00•10^-14/(1,76•10^-5• 1,71•10^-9) = 3,32•10^-1 3,32•10^-1 = x²/(0,236-x)² 0,576 = x/(0,636-x)

x = 0,232 0,636-x =0,404

[CH₃COOH] = [C₅H₅N] = 0,232 M [CH₃COO^-] = [C₅H₅NH⁺] = 0,404 M [H⁺] = K_a•[CH₃COOH]/[CH₃COO^-] [H⁺] = 1,76•10^-5• 0,232/0,404 = 1,01•10^-5M

pH = 4,99

40

Esempio

Acetato di piridinio (CH₃COOC₅H₅NH) 0,102 M acido acetico K_a= 1,76•10^-5

piridina K_b = 1,71•10^-9

K_i = 1,00•10^-14/(1,76•10^-5• 1,71•10^-9) = 3,32•10^-1 3,32•10^-1 = x²/(0,102-x)² 0,576 = x/(0,102-x) x = 3,73•10^-2 0,102-x = 6,47•10^-2

[CH₃COOH] = [C₅H₅N] = 3,73•10^-2M [CH₃COO^-] = [C₅H₅NH⁺] = 6,47•10^-2M

[H⁺] = K_a•[CH₃COOH]/[CH₃COO^-]

[H⁺] = 1,76•10^-5• 3,73•10^-2/6,47•10^-2 = 1,01•10^-5M pH = 4,99

C. A. Mattia 41

Carbonato di ammonio ((NH₄)₂CO₃) 0,150 M acido carbonico K₁ = 4,30•10^-7 K₂ = 5,61•10^-11 ammoniaca K_b = 1,79•10^-5 ([H₂CO₃]  0)

NH₄⁺ + CO₃^-2  NH₃ + HCO₃^-

( 2C_s-x C_s-x x x )

K_i= K_w/(K₂•K_b) = 9,96 x = [NH₃] = [HCO₃^-] = 0,138 M

[NH₄⁺] = 0,162 M [CO₃^-2] = 1,20•10^-2M [H⁺] = K₂•[HCO₃^-]/[CO₃^-2] = 6,54•10^-10M pH = 9,18 [H⁺] = K_w/K_b•[NH₄⁺]/[NH₃] = 6,54•10^-10 M pH = 9,18 [H⁺] = (K_w•K₂/K_b)^½ = 1,77•10^-10M pH = 9,75

Esempio

C. A. Mattia 42

Acidi poliprotici deboli

Il pH di un acido poliprotico è governato dalla prima dissociazione, ovvero si considera trascurabile l’H⁺ derivante dalle altre dissociazioni.

H₃PO₄ 0,0634M

K_a1 = 7,5210^-3 K_a2 = 6,2310^-8 K_a3= 4,4110^-13 Trascurando la dissociazione dell’acqua, si ricava dalla relazione

[H⁺] = 0,0184M ^{([OH-] = 5,44 10-13M)}. Ne consegue [H₂PO₄^-] = 0,0184M, [H₃PO₄] = 0,0450M, [HPO₄^2-] = 6,2310^-8M, [PO₄^3-] = 1,4910^-18M, pH = 1,74.

[H⁺] =0,0184 + 6,2310^-8+ 1,4910^-18+ 5,44 10^-13= 0,0184M.





]

[H^   _a1 ²_a1  _a1 _a

C. A. Mattia 43

Basi poliprotiche deboli

Il pH di una base acido poliprotica è governato dalla prima dissociazione, ovvero si considera trascurabile l’OH^-derivante dalle altre dissociazioni.

Na₃PO₄0,0634M

K_b1= 2,2710^-2 K_b2= 1,6110^-7 K_b3= 1,3310^-12 Trascurando la dissociazione dell’acqua, si ricava dalla relazione

[OH^-] = 0,0282M ([H⁺] = 3,54 10^-13M).

Ne consegue [HPO₄^2-] = 0,0282M, [PO₄^3-] = 0,0352M, [H₂PO₄^-] = 1,6110^-7M,[H₃PO₄] = 7,5610^-18M,pH = 12,45.

[OH^-] = 0,0282 + 1,6110^-7+ 7,5410^-18+ 3,54 10^-13= 0,0282M.





]

[OH^   _b1 _b1²   _b1 _b

C. A. Mattia 44

Acido forte e acido debole

Il pH di una miscela di acidi forti e deboli è governato dagli acidi forti.

HCl 0,0763M (C_f) e CH₃COOH = 0,0634M (C_a) K_a = 1,76•10^-5

Trascurando la dissociazione dell’acqua si ha:

[H⁺] = 0,0763M; pH = 1,12; [CH₃COOH] = 0,0634M.

[CH₃COO^-] = K_a•C_a/[H⁺] = 1,46•10^-5M.

] [H

K ] [H K

C C K

]

[H ^W

a a

f a  

 



 



M 0,0763 2

) C (C 4K ) K (C K

] C

[H ^{a f a}

2 a f a

f       15

 