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Home Chimica

Acidi deboli e basi deboli

di Chimicamo
15 Ottobre 2022
in Chimica, Stechiometria
A A
0

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 >Ka

Sommario nascondi
1 Acidi diprotici
2 Esercizi sugli acidi
3 Esercizi sulle basi
.

Per la dissociazione del generico acido monoprotico HA si può scrivere Ka = [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+ + A2-

Ciascuna di queste reazioni è caratterizzata da una  costante di equilibrio dette Ka1 e Ka2 rispettivamente.

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

H2A– ⇄ H+ + HA2-

HA2-⇄ H+ + A3-

Ciascuna di queste reazioni è caratterizzata da una costante di equilibrio dette Ka1, Ka2 e Ka3 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 Ka 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 Ka si ha :

2.06 · 10-9 = (x)(x)/ 0.260-x

Trascurando la x al denominatore stante il fatto che Ka 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 Ka1= 1.1 · 10-7 e Ka2 = 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 Ka1 = 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 [S2-] = y

  Esercizi svolti sugli equilibri gassosi

Sostituendo tali valori nella Ka2 = 1 x 10-14 = ( 1.05 x 10-4 +y)(y)/ 1.05 · 10-4 –y

Si  ha y = 1 · 10-14

Da cui [S2-] = 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 Kb.

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 Kb = [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 Kb = 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 Kb si ha :

Kb = 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. Kb = 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 Kb si ha :

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

x = 5.5 che rappresenta la nostra incognita.

 

3)     Calcolare la Kb 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

Kb = ( 0.0214)(0.0214)/ 0.479 =9.56 · 10-4

Tags: acidi deboliacidi diproticibasi debolicostante di equilibrio

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Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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