pH in soluzioni di Acidi e basi deboli ka e kb

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pH in soluzioni di Acidi e basi deboli ka e kb

Per il calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi deboli non è sufficiente conoscere la loro concentrazione iniziale, in quanto non sono completamente dissociati in soluzione acquosa. Per determinare che concentrazione assumeranno gli ioni H+ (o OH-) è quindi necessario conoscere anche il valore della costante dell'equilibrio di dissociazione o costante di dissociazione.

Per un generico acido monoprotico HA, l'equilibrio di dissociazione è

HA H+ + A-

La costante di equilibrio, nota come costante di dissociazione dell'acido (o kappa acida) ka, vale

Per gli acidi deboli poliprotici vi sono naturalmente tante costanti di dissociazione quanti sono gli atomi di idrogeno dissociabili (costante di prima dissociazione , etc)

Ad esempio per l'acido solforoso a 25°C si ha

H2SO3 H+ + HSO3-

HSO3- H+ + SO32-

Naturalmente l'acido cede più facilmente il primo ione H+, mentre il secondo ione H+, che deve abbandonare uno ione negativo ed è quindi trattenuto con maggior forza, si separa con maggior difficoltà.

A conferma di quanto detto si può notare come nell'esempio riportato il valore di . Il primo equilibrio di dissociazione è quindi più spostato verso destra del secondo.

Si tratta di un comportamento generale. Tutti gli acidi deboli poliprotici presentano infatti valori decrescenti per le costanti di dissociazione successive alla prima.

Quanto detto per gli acidi deboli vale anche per le basi deboli. Ad esempio per una generica base BOH, l'equilibrio di dissociazione è

BOH B+ + OH-

La costante di equilibrio, nota come costante di dissociazione della base (o kappa basica) kb, vale

Naturalmente anche per le basi deboli vi possono essere tante kb quanti sono i gruppi ossidrili dissociabili.

Il valore assunto dalla costante di dissociazione è utilizzato come una misura della forza di un acido (o diuna base), in quanto è indipendente dalla concentrazione iniziale dell'elettrolita. Possiamo in altre parole affermare che un acido (o una base) è tanto più debole quanto più basso è il valore della sua costante di dissociazione.

Ad esempio l'acido ipocloroso, HClO (ka = 2,95.10-8) è più debole dell'acidi fluoridrico HF (ka = 3,53.10-4).

Il grado di dissociazione a di un acido (o di una base) non può essere usato come misura della sua forza in quanto si può facilmente dimostrare che esso varia con la concentrazione iniziale.

Sia ad esempio HA un acido debole generico, ka la sua costante di dissociazione e Ciniz la sua concentrazione iniziale. Se a è il suo grado di dissociazione, all'equilibrio si formeranno Ciniz mol/l di ioni H+ e Ciniz mol/l di ioni A-, mentre rimarranno indissociate (Ciniz - Ciniz ) mol/l di di HA.

Riportiamo quanto detto in una tabella

iniziale

d'equilibrio

[HA]

Ciniz

Ciniz - Ciniz

[H+]

Ciniz

[A-]

Ciniz

Se riportiamo ora i valori di equilibrio in funzione di ka, otteniamo

Da tale relazione si deduce facilmente che, essendo ka costante, al diminuire della concentrazione iniziale il grado di dissociazione a deve aumentare. In altre parole anche un acido debole, se molto diluito, può essere quasi completamente dissociato. Tutti gli elettroliti tendono a dissociarsi completamente quando la concentrazione tende a zero.

Naturalmente il fatto che un acido debole a concentrazioni molto basse sia molto dissociato non significa che in tali condizioni diventi forte. Infatti a basse concentrazioni dell'acido anche gli ioni H+ che si producono sono complessivamente molto pochi ed il pH rimane sempre molto vicino a 7.

Calcoliamo ad esempio il pH ed il grado di dissociazione di una soluzione 1M e di una soluzione 10-2M di acido fluoridrico (ka = 3,53.10-4).

L'acido fluoridrico è un acido debole e si dissocia secondo il seguente equilibrio

HF H+ + F-

Se poniamo pari ad X il numero di mol/l di HF che si dissociano, possiamo costruire la seguente tabella delle concentrazioni iniziali e delle concentrazioni di equilibrio

iniziale

d'equilibrio

[HF]

1 - X

[H+]

[F-]

Poniamo ora le concentrazioni di equilibrio, espresse in funzione di X, in relazione con la ka

Risolvendo rispetto ad X si ottiene

[H+] = X = 1,86.10-2 mol/l

il pH vale

pH = -log [H+] = -log 1,86.10-2 = 1,73

mentre il grado di dissociazione risulta pari a

Risultano quindi dissociate quasi 2 molecole ogni 100.

Vediamo ora come varia il pH ed il grado di dissociazione diluendo la soluzione.

Se la concentrazione iniziale della soluzione è ora pari a 10-2 mol/l, la relazione di equilibrio diventa

Risolvendo rispetto ad X si ottiene

[H+] = X = 1,71.10-3 mol/l

il pH vale

pH = -log [H+] = -log 1,71.10-3 = 2,77

mentre il grado di dissociazione risulta pari a

Risultano quindi dissociate quasi 2 molecole ogni 10.

Diminuendo la concentrazione iniziale è dunque aumentata la percentuale di molecole che si dissociano. Nonostante questo il pH è aumentato, a dimostrazione del fatto che la seconda soluzione è meno acida della prima.

Fonte: http://digidownload.libero.it/quintaachimica/CHIMICA.doc

Autore del testo: non indicato nel documento di origine

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