ACIDI FORTI

ACIDI FORTI
Si definisce acido forte una sostanza caratterizzata da una costante
d’equilibrio di dissociazione acida molto elevata:Ka >> 1
Per queste sostanze l’equilibrio di dissociazione è fortemente spostato verso
la formazione dei prodotti.
In soluzione sono presenti i seguenti equilibri chimici
HA (aq) + H2O (solv) = H3O+ (aq) + A‒ (aq)
2H2O (solv) = H3O+ (aq) + OH− (aq)
Per conoscere la concentrazione di ioni H3O+ si deve:
1. Stabilire quali sono le specie presenti in soluzione
2. Trovare tante relazioni matematiche tra le concentrazioni di queste specie
in soluzione quanti sono le specie stesse. (relazioni matematiche: bilancio
di carica, bilancio di massa, costanti di equilibrio etc.)
3. Risolvere il sistema di equazioni rispetto alla concentrazione della specie
desiderata.
Possiamo considerare che in soluzione HA è completamente dissociato.
Le specie presenti in soluzione, se l’acido è completamente dissociato (si
trascura la quantità di HA residuo siccome Ka >> 1) sono:
[A‒], [H3O+], [OH‒]
Definendo C0HA la concentrazione (concentrazione analitica) di acido sciolta
inizialmente in acqua (ovvero quella stimata per pesata o altro metodo prima
di aggiungere l’acido all’acqua) le relazioni :
K W =[H 3O+ ][OH - ]
Costante di equilibrio per l’acqua
[OH - ]+[A - ]=[H 3O+ ]
Bilancio di carica
[A- ]=C0HA
Bilancio di massa
Risolvendo il sistema di equazioni in funzione di [H3O+], ovvero sostituendo
nel bilancio di carica a [OH‒] l’espressione che si ottiene dalla costante KW e
ad [A‒] l’espressione del bilancio di massa si ha: :
KW
0
+
+C
=[H
O
]
HA
3
+
[H 3O ]
Che riarrangiata dà:
2
[H 3O+ ]2 -C 0HA [H 3O+ ]-K W = 0
Una equazione di secondo grado che ha come soluzione:
[H 3O ] =
+
C 0HA +
(C )
2
0
HA
+ 4K W
2
D’altro canto il calcolo può essere facilitato se vale la seguente
Approssimazione: Se nel bilancio di carica possiamo trascurare la
concentrazione di ioni [OH−] rispetto a quella di ioni [A−] allora:
[ ]
[H 3O + ] = A − = C 0HA
Quando è valida questa approssimazione?
C0HA = 0.02 M
C 0HA = 0.02 M [OH − ] = K W /[H 3O + ] = 5 ×10 −13 M << C 0HA
[H 3O + ] = C 0HA = 0.02 M
Approssimazione VALIDA
C0HA = 2 x 10-9 M
C 0HA = 2 ×10 −9 M [OH − ] = K W /[H 3O + ] = 5 ×10 −6 M >> C 0HA
Approssimazione NON VALIDA però si nota che adesso nel bilancio di carica
si può trascurare [A−] :
[OH − ] = [H 3O + ] = 1×10 −7 M
Solo quando C0HA è compresa nell’intervallo che va da 1x10−6 M a 1x10−9 M
si deve usare la equazione quadratica ovvero risolvere esattamente il
sistema di equazioni.
:
Grafico che mostra come varia il pH di un acido forte HA in funzione del
logaritmo della concentrazione iniziale C0HA
7
C0HA<10–9: pH = 7
6
5
pH
10–6>C0HA>10–9
pH tende a 7
(da sotto)
4
3
2
1
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9 10 11 12
-log(C0HA)
Al decrescere di C0HA, il pH di acidi forti cresce fino ad arrivare al valore 7 , dopodiché
rimane costante. Il pH è pari a 7 quando C0HA è minore o uguale a 10–9 M.
Commenti:
• Fino a quando la concentrazione analitica (iniziale) di acido è superiore a
10-6 M (-log(C0HA) < 6) il pH risulta lineare con il log della concentrazione:
pH=-log(C0HA)
gli ioni H3O+ che provengono dalla dissociazione dell’acido determinano il
pH, mentre quelli dovuti dell’acqua sono trascurabili;
• Quando la concentrazione analitica di acido si trova nell’intervallo [10–6 M
C0HA>10–9 M] ( ovvero 6 < -log(C0HA) < 9), il pH mostra un andamento
quadratico con -log(C0HA). In questo intervallo i contributi dell’autoprotolisi
dell’acqua e della dissociazione dell’acido nel determinare la concentrazioni
di ioni H3O+ sono confrontabili e nessuna reazione può essere trascurata;
• Quando la concentrazione analitica di acido è minore diC0HA>10–9 M (
ovvero -log(C0HA) > 9), il pH rimane costante (uguale a 7) e risulta
indipendente da –log(C0HA). In questo intervallo il contributo dell’autoprotolisi
dell’acqua domina nella determinazione della concentrazioni di ioni H3O+
mentre la reazione di dissociazione acida, pur avvenendo, dà un contributo
trascurabile..
BASI FORTI
Si definisce base forte una sostanza che è caratterizzata da una costante di
equilibrio di dissociazione basica molto elevata Kb >> 1
Per queste sostanze l’equilibrio di dissociazione è fortemente spostato verso
la formazione dei prodotti
In soluzione sono presenti i seguenti equilibri chimici:
B (aq) + H2O (solv) = BH+ (aq) + OH‒ (aq) (*)
2H2O (solv) =H3O+ (aq) + OH‒ (aq)
Per conoscere la concentrazione di ioni OH‒ ( analogamente a quanto fatto
per H3O+ ) si deve:
1) Stabilire quali sono le specie presenti in soluzione
2) Trovare tante relazioni matematiche tra le concentrazioni di queste specie
in soluzione quanti sono le specie stesse. (relazioni matematiche: bilancio
di carica, bilancio di massa, costanti di equilibrio etc.)
3) Risolvere il sistema di equazioni rispetto alla concentrazione della specie
desiderata.
(*) L’equilibrio può essere anche descritto da:
BOH (aq) = B+ (aq) + OH‒ (aq)
Se la base è forte è completamente dissociata in soluzione si può trascurare il
contributo di B, in quanto assente, per cui le specie chimiche da considerare
sono:
[BH+], [H3O+], [OH‒]
Definendo C0B la concentrazione di base sciolta inizialmente in acqua le
relazioni all’equilibrio sono:
K W = [H 3O + ][OH − ]
Costante di equilibrio per l’acqua
[OH − ] = [H 3O + ] + [BH + ]
Bilancio di carica
[BH + ] = C0B
Bilancio di massa
In questo caso visto che si forma la specie [OH‒] è meglio considerarla come
incognita, piuttosto di [H3O+]. Procedendo analogamente a quanto fatto per gli
acidi forti si ottiene un’equazione di secondo grado nell’incognita [OH−]
[OH − ]2 − C 0B [OH − ] − K W = 0
Una equazione di secondo grado che ha come soluzione:
−
[OH ] =
C 0B +
(C )
0 2
B
+ 4K W
2
D’altro canto il calcolo può essere facilitato se vale la seguente
Approssimazione: Se nel bilancio di carica possiamo trascurare la
concentrazione di ioni [H3O+] rispetto a quella di ioni [BH+] allora:
[OH − ] = [BH + ] = C 0B
Quando è valida questa approssimazione?
C0B = 0.002 M
C 0B = 0.002 M [H 3O + ] = K W /[OH − ] = 5 ×10 −12 M << C 0B
[OH − ] = C 0B = 0.002 M
Approssimazione VALIDA
C0B = 1 x 10-10 M
C 0B = 2 ×10 −10 M [H 3O + ] = K W /[OH − ] = 5 ×10 −5 M >> C 0B
Approssimazione NON VALIDA però si nota che adesso nel bilancio di carica
si può trascurare [BH+] :
[OH − ] = [H 3O + ] = 1×10 −7 M
Solo quando C0B è compresa nell’intervallo che va da 1x10−6 M a 1x10−9 M
si deve usare la equazione quadratica ovvero risolvere esattamente il
sistema di equazioni.
Grafico che mostra la variazione di pOH di una base forte B in funzione
dell’invers del logaritmo della concentrazione iniziale C0B
7
C0B<10–9:
pOH = 7
6
5
10–6>C0B>10–9
pOH tende a 7 (da sotto)
4
pOH
3
il pH si calcola
con
pH = 14 – pOH
2
1
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9 10 11 12
0
pC0B = -log(C B)
11
Commenti:
• Fino a quando la concentrazione analitica (iniziale) di base è superiore a 106 M (-log(C0 ) < 6) il pOH risulta lineare con il log della concentrazione:
B
pOH=-log(C0B)
gli ioni OH− che provengono dalla dissociazione della base determinano il
pOH, mentre quelli dovuti dell’acqua sono trascurabili;
• Quando la concentrazione analitica di base si trova nell’intervallo [10–6 M
C0HA>10–9 M] ( ovvero 6 < -log(C0B) < 9), il pOH mostra un andamento
quadratico con -log(C0B). In questo intervallo i contributi dell’autoprotolisi
dell’acqua e della dissociazione della base nel determinare la concentrazioni
degli ioni ossidrile sono confrontabili e nessuna reazione può essere
trascurata;
• Quando la concentrazione analitica di base è minore di C0B>10–9 M (
ovvero -log(C0B) > 9), il pOH rimane costante (uguale a 7) e risulta
indipendente da –log(C0B). In questo intervallo il contributo dell’autoprotolisi
dell’acqua domina nella determinazione della concentrazioni di ioni OH−
mentre la reazione di dissociazione basica, pur avvenendo, dà un
contributo trascurabile.
Lista di acidi forti:
Lista di basi forti:
H2SO4 + H2O → HSO4‒ + H3O+
LiOH → Li+ + OH‒
HCl + H2O → Cl‒ + H3O+
NaOH → Na+ + OH‒
HBr + H2O → Br‒ + H3O+
KOH → K+ + OH‒
HI + H2O → I‒ + H3O+
RbOH → Rb+ +OH‒
HNO3 + H2O → NO3‒ + H3O+
CsOH → Cs+ + OH‒
HClO4 + H2O → ClO4‒ + H3O+