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Acidi e basi deboli sono specie il cui equilibrio di dissociazione non è completamente spostato verso destra. Tuttavia, a seconda dell’entità della Keq (cioè di Ka o Kb), si possono avere acidi e basi deboli di forza medio-alta, media, deboli oppure debolissimi. Esempi: Acido debole HSO4 Ka pKa Forza dell’acido debole - 2,0 ⋅10 -2 1,70 Medio-alta H3PO4 7,5 ⋅10 -3 2,12 Medio-alta HF 7,1 ⋅10 -4 3,15 Media CH3COOH 1,8 ⋅10 -5 4,74 Media HClO 3,2 ⋅10 -8 7,49 Debole HCN 4,0 ⋅10 -10 9,40 Debolissimo Base debole Kb pKb Forza della base debole Ca(OH)2 3,74 ⋅ 10 -3 (I) 2,43 Medio-alta CO3 2- 2,1 ⋅ 10 -4 3,68 Medio-alta NH3 1,79 ⋅10 -5 4,74 Media HS - 1,0 ⋅10 -7 7,0 Media piridina 1,7 ⋅10 -9 8,77 Debole SO4 2- 5,0 ⋅10 -13 12,3 Debolissima Idrolisi dei sali Un sale ionico posto in soluzione acquosa si dissocia, generando degli ioni. Questi perturbano l’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua (e quindi il pH) in misura tanto maggiore quanto maggiore è la loro forza acida o basica. Esempi KCl → K + + Cl - K + è l’acido coniugato della base forte KOH. E’ un acido debolissimo e non influenza il pH Cl - è la base coniugata dell’acido forte HCl. E’ una base debolissima e non influenza il pH Quindi il pH delle soluzioni acquose di KCl è neutro K + + H2O X Cl - + H2O X Na2CO3 → 2 Na + + CO3 2- Na + è l’acido coniugato della base forte NaOH. E’ un acido debolissimo e non influenza il pH CO3 2- è la base coniugata dell’acido debole HCO3 - . E’ una base di media forza (pKa = 10,3) e tende ad alzare il pH. Quindi il pH delle soluzioni acquose di BaCO3 è basico CO3 2- + H2O HCO3 - + OH - CH3COONH4 → NH4 + + CH3COO - NH4 + è l’acido coniugato della base debole NH3. E’ un acido piuttosto debole e tende ad abbassare il pH CH3COO - è la base coniugata dell’acido debole CH3COOH. E’ una base di media forza e tende ad alzare il pH Quindi il pH delle soluzioni acquose di CH3COONH4 dipende dai valori di Ka e Kb e non è facilmente prevedibile. CH3COO - + H2O CH3COOH + OH - NH4 + + H2O NH3 + H3O + 2
NH4Cl → NH4 + + Cl - NH4 + è l’acido coniugato della base debole NH3. E’ un acido piuttosto debole e tende ad abbassare il pH Cl - è la base coniugata dell’acido forte HCl. E’ una base debolissima e non influenza il pH Quindi il pH delle soluzioni acquose di NH4Cl è debolmente acido NH4 + + H2O NH3 + H3O + Soluzioni tampone - Soluzione costituita da un acido debole (o una base debole) e dalla sua base coniugata (o acido coniugato) - Consente di mantenere il pH stabile in seguito all’aggiunta di piccole quantità di acido o base - Il funzionamento della soluzione tampone si basa sullo spostamento dell’equilibrio del sistema acido-base in esso presente HA + H2O H + + A - L’aggiunta di acido provoca uno spostamento dell’equilibrio verso sinistra, per controbilanciare l’aumento di ioni H + L’aggiunta di base provoca uno spostamento dell’equilibrio verso destra, per controbilanciare il consumo di ioni H + - Il potere tampone dipende dalla concentrazione della soluzione ed è tanto più elevato quanto maggiore è la concentrazione della soluzione. Inoltre esso è massimo quando pH = pKa dell’equilibrio acido/base presente nel tampone - La concentrazione del tampone è data dalla somma delle concentrazioni molari dell’acido e della sua base coniugata - Ogni soluzioni tampone è efficace in un intervallo di pH ben definito, che è centrato intorno al valore della pKa dell’equilibrio acido/base presente nel tampone Esempio: Coppia acido/base pKa Intervallo di utilizzo del tampone CH3COOH / CH3COO - 4,74 4,74 ± 1,0 NH3 / NH4 + 9,26 9,26 ± 1,0 HCO3 - / CO3 2- 10,3 10,3 ± 1,0 HCOOH/HCOO - 3,68 3,68 ± 1,0 - Il pH di una soluzione tampone dipende da due fattori: pKa il rapporto tra le concentrazioni molari di base e di acido [A - ]/[HA] - Si calcola applicando l’equazione di Henderson/Hasselbach, che è un modo alternativo di scrivere l’espressione della keq pH = pKa + log [A - ]/[HA] - Se [A - ] > [HA] ⇒ pH > pKa perché in soluzione prevale la base - Se [A - ] < [HA] ⇒ pH < pKa perché in soluzione prevale l’acido 3
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