Acidi deboli e basi deboli

Gli acidi  deboli sono caratterizzati dal fatto che la loro dissociazione  in acqua non è completa ma danno luogo a una reazione di equilibrio.  La  dissociazione degli acidi deboli è correlata ad una costante di equilibrio che nella fattispecie è indicata con >K_a.

Per la dissociazione del generico acido monoprotico HA si può scrivere K_a = [H⁺][A^–] / [HA] essendo [H⁺] , [A^–] e [HA] le concentrazioni delle specie all’equilibrio.

Acidi diprotici

Un acido diprotico H₂A è un acido che si dissocia secondo due reazioni di equilibrio :

H₂A ⇄ H⁺ + HA^–

HA^– ⇄ H⁺ + A^2-

Ciascuna di queste reazioni è caratterizzata da una  costante di equilibrio dette K_a1 e K_a2 rispettivamente.

Analogamente un acido triprotico H₃A è un acido che si dissocia secondo tre reazioni di equilibrio :
H₃A ⇄ H+ + H₂A^–

H₂A^– ⇄ H⁺ + HA^2-

HA^2-⇄ H⁺ + A^3-

Ciascuna di queste reazioni è caratterizzata da una costante di equilibrio dette K_a1, K_a2 e K_a3 rispettivamente.

Esercizi sugli acidi

1)       Calcolare le concentrazioni delle specie all’equilibrio e il pH di una soluzione di HBrO  0.260 M sapendo che K_a vale 2.06 · 10^-9

Sia x = mol/L di HBrO che si dissocia : all’equilibrio si avrà [H⁺] = x ; [BrO^–] = x e [HBrO] = 0.260-x

Sostituendo tali valori nella costante K_a si ha :

2.06 · 10^-9 = (x)(x)/ 0.260-x

Trascurando la x al denominatore stante il fatto che K_a è molto piccola e risolvendo rispetto a x  si ha : [H⁺] = 2.31 x 10^-5 M ; [BrO^–] = 2.31 x 10^-5 M e [HBrO] = 0.260 – 2.31 · 10^-5 M = 0.260 M

pH = – log 2.31 x 10^-5 =4.64

2)     Calcolare la concentrazione di tutte le specie all’equilibrio e  il pH di una soluzione di H₂S   0.10 M sapendo che K_a1= 1.1 · 10^-7 e K_a2 = 1 · 10^-14

Sia x = mol/L di H₂S che si dissocia nel primo equilibrio : si otterranno x mol/L di HS^– e x mol/L di H⁺

Sostituendo tali valori nella K_a1 = 1.1 · 10^-7 = (x)(x) / 0.10-x si ottiene x = 1.05 · 10^-4

Dalla prima dissociazione si ha : [H⁺] = 1.05 x 10^-4 M , [HS^–] 1.05 · 10^-4 M e [H₂S] = 0.10 – 1.05 x 10^-4 = 0.10 M

Sia y = mol/L di HS^– che si dissocia nel secondo equilibrio : si otterrà [H⁺] = 1.05 · 10^-4 +y, [HS^–] = 1.05 x 10^-4-y e [S^2-] = y

Sostituendo tali valori nella K_a2 = 1 x 10^-14 = ( 1.05 x 10^-4 +y)(y)/ 1.05 · 10^-4 –y

Si  ha y = 1 · 10^-14

Da cui [S^2-] = 1 x 10^-14 M

[HS^–] = 1.05 · 10^-4– 1 x 10^-14 = 1.05 · 10^-4 M

[H⁺] = 1.05 · 10^-4 + 1 · 10^-14 = 1.05 · 10^-4 M

Da cui pH = – log 1.05 · 10^-4 = 3.98

Le basi deboli, analogamente agli acidi deboli, si dissociano solo parzialmente nei loro ioni secondo una reazione di equilibrio regolata dalla relativa costante K_b.

Si noti che la gran parte delle basi deboli sono basi secondo  come NH₃ che si dissocia secondo la reazione di equilibrio :
NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

Da cui K_b = [NH₄⁺][OH^–]/ [NH₃] in cui [NH₄⁺] , [OH^–] e [NH₃] sono le concentrazioni delle specie all’equilibrio.

Esercizi sulle basi

1)       Calcolare il pH di una soluzione 0.100 M di NH₃ sapendo che K_b = 1.8 ·10^-5

Sia x = mol/L di NH₃ che si dissocia : all’equilibrio [NH₃] = 0.100-x ; [NH₄⁺] = x  e [OH^–]= x

Sostituendo tali valori nella K_b si ha :

K_b = 1.8 · 10^-5 = (x)(x)/ 0.100-x

Trascurando la x al denominatore e risolvendo si ottiene x = 0.0013 che corrisponde alla concentrazione di OH^–

pOH = – log 0.0013 = 2.9

pH = 14 – 2.9 = 11.1

2)     Calcolare la concentrazione iniziale di NH3 se si vuole ottenere una soluzione a pH = 12.00. K_b = 1.81 · 10^-5

Il pOH corrispondente vale 14 – 12.00 = 2.00 e pertanto la concentrazione dello ione OH^– all’equilibrio deve essere pari a 10^-2.00 = 0.0100 M

Detta x la concentrazione iniziale di NH₃ richiesta , all’equilibrio, [OH^–] = [NH₄⁺] = 0.0100 M e [NH₃] = x – 0.0100

Sostituendo tali valori nella K_b si ha :

1.81 · 10^-5 = ( 0.0100)(0.0100) / x – 0.0100

x = 5.5 che rappresenta la nostra incognita.

3)     Calcolare la K_b della base debole dietilammina (C₂H₅)₂NH sapendo che una soluzione 0.500 M ha un pH pari a 12.33

La reazione è :

(C₂H₅)₂NH + H₂O ⇄ (C₂H₅)₂NH₂⁺ + OH^–

Il pOH di tale soluzione è 14 – 12.33 = 1.67 cui corrisponde una concentrazione dello ione OH^– pari a 10^-1.67= 0.0214 M

all’equilibrio la concentrazione di OH^– è pari a quella di (C₂H₅)₂NH₂⁺ mentre quella della base in dissociata è pari a 0.500 – 0.0214 =0.479 M

K_b = ( 0.0214)(0.0214)/ 0.479 =9.56 · 10^-4