Acidi e basi - pH, idrolisi e soluzioni tampone

Gli equilibri ionici in soluzione acquosa sono equilibri chimici come gli altri (Equilibrio chimico - costante di equilibrio e principio di Le ChatelierIn una reazione reversibile, a temperatura costante, le concentrazioni all'equilibrio soddisfano Kc = [C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b) (Kp con le pressioni parziali, Kp = Kc(RT)^Δn; solidi e liquidi puri non compaiono). Il quoziente Q, scritto allo stesso modo con le concentrazioni del momento, dice il verso: Q < K verso i prodotti, Q > K verso i reagenti. I calcoli si fanno con la tabella ICE. K dipende solo dalla temperatura (ΔG° = −RT ln K; van 't Hoff); Le Chatelier prevede lo spostamento per variazioni di concentrazione, volume e temperatura, mentre il catalizzatore non sposta l'equilibrio.Equilibrio chimico - costante di equilibrio e principio di Le Chatelier →): si scrive la $K$, si imposta la tabella ICE, si risolve. In questa nota la $K$ è quella degli acidi e delle basi; nella nota seguente quella della solubilità (Solubilità, prodotto di solubilità ed effetto dello ione comunePer un sale poco solubile AmBn(s) ⇌ mA^n+ + nB^m− l'equilibrio eterogeneo dà il prodotto di solubilità Kps = [A^n+]^m[B^m−]^n, e la solubilità molare s si ricava da Kps (AB: s = √Kps; AB2: s = (Kps/4)^(1/3)); i valori di Kps si confrontano solo per sali dello stesso tipo. Il quoziente Q con le concentrazioni del momento dice se precipita (Q > Kps). Uno ione comune abbassa la solubilità (s = Kps/[ione comune]); precipitazione frazionata separa ioni con Kps diverse; il pH decide la solubilità di idrossidi e di sali di basi deboli (idrossidi di ferro e di magnesio nella corrosione).Solubilità, prodotto di solubilità ed effetto dello ione comune →). Le concentrazioni sono in mol/L (Stato liquido e soluzioni - concentrazioni e proprietà colligativeUn liquido ha volume proprio ma forma del recipiente; tra liquido e vapore c'è l'equilibrio descritto dalla tensione di vapore, che sale con T secondo Clausius-Clapeyron, e il liquido bolle quando eguaglia la pressione esterna. Le concentrazioni sono molarità M = n/V, molalità m = n/kg di solvente, frazione molare e percentuale in massa. Un soluto non volatile abbassa la tensione di vapore (Raoult) e produce ΔT_eb = K_eb m i, ΔT_cr = K_cr m i e pressione osmotica Π = i M R T: proprietà colligative, che dipendono solo dal numero di particelle.Stato liquido e soluzioni - concentrazioni e proprietà colligative →). Il pH conta in ingegneria perché decide se un metallo si corrode o si passiva (Corrosione dei metalli e protezioneLa corrosione umida è una cella galvanica che si forma da sola: anodo (M → M^n+ + ne−), catodo (O2 + 2H2O + 4e− → 4OH− in ambiente neutro, 2H+ + 2e− → H2 in acido), conduttore elettronico ed elettrolita; mancando uno dei quattro non c'è corrosione. La velocità segue Faraday (0,116 mm/anno per il ferro a 10 μA/cm²). Due metalli diversi a contatto: si corrode il meno nobile (serie galvanica), tanto più quanto più piccolo è l'anodo rispetto al catodo. Forme: uniforme, galvanica, in fessura e per aerazione differenziale, vaiolatura, intergranulare, sotto tensione. Passivazione: film di ossido sottile e protettivo (Al2O3, Cr2O3, rapporto di Pilling-Bedworth tra 1 e 2). Protezione: rivestimenti (zinco anodico e sacrificale, stagno catodico), inibitori, protezione catodica con anodi sacrificali (Zn, Al, Mg) o a corrente impressa (acciaio a −0,85 V rispetto a Cu/CuSO4).Corrosione dei metalli e protezione →), se un bagno galvanico funziona (Elettrolisi e leggi di FaradayUna cella elettrolitica usa energia elettrica per far avvenire una reazione non spontanea: all'anodo (polo +) c'è l'ossidazione, al catodo (polo −) la riduzione, con tensione applicata maggiore di E rev più sovratensioni e cadute ohmiche. In acqua si scarica al catodo la specie con E più alto e all'anodo quella con E più basso, tenendo conto della sovratensione (cloro-soda, deposizione dello zinco). Leggi di Faraday: m = φ·M·I·t/(z·F) con F = 96485 C/mol; da m si ricavano spessore di un rivestimento (s = m/ρA), tempo, volumi di gas. Applicazioni: raffinazione del rame, zincatura, nichelatura, cromatura, anodizzazione, produzione di Al, Cl2, NaOH, H2.Elettrolisi e leggi di Faraday →) e quanto è efficace una pulizia chimica. Esercizi: Esercizio - pH di acidi e basi forti, miscele e diluizioni, Esercizio - pH, Ka e grado di dissociazione di un acido debole, Esercizio - idrolisi dei sali, pH di acetato, cloruro di ammonio e carbonato, Esercizio - preparazione di un tampone ammoniaca-cloruro di ammonio.

Acidi e basi: definizioni

Definizione (Brønsted-Lowry). Un acido cede un protone (ione H$^+$); una base lo accetta. Un acido $\text{HA}$ che cede il protone diventa la sua base coniugata $\text{A}^-$; una base $\text{B}$ che lo accetta diventa il suo acido coniugato $\text{BH}^+$.

$$\text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+ \qquad\qquad \text{B} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{BH}^+ + \text{OH}^-$$

Il protone libero non esiste in acqua: si lega a una molecola d'acqua come ione ossonio $\text{H}_3\text{O}^+$, che per brevità si scrive H$^+$. Un acido forte ha una base coniugata debole e viceversa. L'acqua è anfotera: può fare da acido o da base. (La definizione di Arrhenius, acido = dà H$^+$ e base = dà OH$^-$, è un caso particolare; quella di Lewis, acido = accetta una coppia di elettroni, include anche reazioni senza protoni, come quelle degli ioni metallici in soluzione.)

L'acqua: $K_w$, pH e pOH

L'acqua pura si dissocia pochissimo: $2\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-$. Il solvente non compare nella costante:

Prodotto ionico dell'acqua. K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1{,}0\cdot10^{-14} \quad (25\,^\circ\text{C}) In acqua pura $[\text{H}^+] = [\text{OH}^-] = 1{,}0\cdot10^{-7}$ mol/L. $K_w$ cresce con la temperatura.

Per maneggiare numeri così piccoli si usa la scala logaritmica:

pH e pOH. \text{pH} = -\log_{10}[\text{H}^+] \qquad \text{pOH} = -\log_{10}[\text{OH}^-] \qquad \text{pH} + \text{pOH} = 14\ \ (25\,^\circ\text{C}) La seconda relazione è $K_w$ in forma logaritmica: $-\log K_w = 14$.

Soluzione acida: pH $< 7$; neutra: pH $= 7$; basica: pH $> 7$. Un'unità di pH è un fattore 10 sulla concentrazione di H$^+$: pH 3 ha $10$ volte più H$^+$ di pH 4. Lo stesso vale per $K$: $\text{p}K = -\log K$.

Acidi e basi forti

Sono dissociati completamente: la concentrazione di H$^+$ (o OH$^-$) è quella che si ottiene dalla concentrazione e dalla formula.

• Acidi forti: HCl, HBr, HI, HNO$_3$, HClO$_4$ e H$_2$SO$_4$ (nella prima dissociazione). Basi forti: idrossidi dei metalli alcalini e di Ca, Sr, Ba.
• Attenzione al numero di ioni per formula: $\text{Ba(OH)}_2 \to \text{Ba}^{2+} + 2\,\text{OH}^-$ dà $[\text{OH}^-] = 2c$.

Esempio. $\text{HCl}$ $0{,}020$ M: $[\text{H}^+] = 0{,}020$, $\text{pH} = -\log0{,}020 = 1{,}70$. $\text{Ba(OH)}_2$ $0{,}0050$ M: $[\text{OH}^-] = 0{,}0100$, $\text{pOH} = 2{,}00$, $\text{pH} = 14 - 2{,}00 = 12{,}00$.

Miscele e diluizioni. Si lavora con le moli e poi si divide per il volume finale. Mescolando acido forte e base forte, reagiscono $\text{H}^+ + \text{OH}^- \to \text{H}_2\text{O}$ e avanza l'eccesso. Esempio: $50{,}0$ mL di HCl $0{,}100$ M (5,00 mmol di H$^+$) con $30{,}0$ mL di NaOH $0{,}100$ M (3,00 mmol di OH$^-$): avanzano $2{,}00$ mmol di H$^+$ in $80{,}0$ mL, $[\text{H}^+] = 0{,}0250$ M, $\text{pH} = 1{,}60$. Diluendo $10{,}0$ mL di HCl $0{,}100$ M a $1{,}00$ L la concentrazione diventa $1{,}0\cdot10^{-3}$ M, $\text{pH} = 3{,}00$.

Soluzioni molto diluite. Per $c \lesssim 10^{-6}$ M non si può trascurare l'acqua. Per HCl $1{,}0\cdot10^{-8}$ M il pH non è 8 (un acido non rende basica l'acqua!): le cariche positive e negative devono bilanciarsi, $[\text{H}^+] = c + [\text{OH}^-] = c + K_w/[\text{H}^+]$, cioè $$[\text{H}^+]^2 - c\,[\text{H}^+] - K_w = 0 \;\Longrightarrow\; [\text{H}^+] = \frac{c + \sqrt{c^2 + 4K_w}}{2} = 1{,}05\cdot10^{-7}\ \text{M}, \quad \text{pH} = 6{,}98$$

Acidi e basi deboli

Un acido debole si dissocia solo in parte: $\text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$, con

Costante di acidità e di basicità. $$K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}^+]}{[\text{HA}]} \qquad K_b = \frac{[\text{BH}^+][\text{OH}^-]}{[\text{B}]}$$ Maggiore è $K_a$, più forte è l'acido. Per una coppia coniugata (HA e A$^-$) vale $K_a\cdot K_b = K_w$, cioè $\text{p}K_a + \text{p}K_b = 14$.

Il prodotto $K_aK_b = K_w$ si ricava moltiplicando le espressioni di $K_a$ (di HA) e di $K_b$ (di A$^-$ + H$_2$O $\rightleftharpoons$ HA + OH$^-$): [A$^-$] e [HA] si semplificano e resta $[\text{H}^+][\text{OH}^-]$. Un acido debole ha quindi una base coniugata debole ma non nulla.

Valori a 25 °C (indicativi: negli esercizi sono dati nel testo):

Calcolo del pH di un acido debole di concentrazione $C$. Tabella ICE (come in Equilibrio chimico - costante di equilibrio e principio di Le ChatelierIn una reazione reversibile, a temperatura costante, le concentrazioni all'equilibrio soddisfano Kc = [C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b) (Kp con le pressioni parziali, Kp = Kc(RT)^Δn; solidi e liquidi puri non compaiono). Il quoziente Q, scritto allo stesso modo con le concentrazioni del momento, dice il verso: Q < K verso i prodotti, Q > K verso i reagenti. I calcoli si fanno con la tabella ICE. K dipende solo dalla temperatura (ΔG° = −RT ln K; van 't Hoff); Le Chatelier prevede lo spostamento per variazioni di concentrazione, volume e temperatura, mentre il catalizzatore non sposta l'equilibrio.Equilibrio chimico - costante di equilibrio e principio di Le Chatelier →):

(L'H$^+$ dell'acqua, $10^{-7}$ M, si trascura se $x$ è molto più grande.) $$K_a = \frac{x^2}{C - x} \;\Longrightarrow\; x^2 + K_a x - K_a C = 0 \;\Longrightarrow\; x = \frac{-K_a + \sqrt{K_a^2 + 4K_aC}}{2}$$ Se $x \ll C$ (regola: grado di dissociazione $\alpha = x/C < 5\%$) si semplifica $C - x \approx C$ e $$x = [\text{H}^+] \approx \sqrt{K_a\,C} \qquad \text{pH} = \tfrac12\left(\text{p}K_a - \log C\right)$$ Per una base debole lo stesso con $K_b$ e $x = [\text{OH}^-]$.

Esempio 1. Acido acetico $0{,}100$ M. Approssimato: $x = \sqrt{1{,}8\cdot10^{-5}\cdot0{,}100} = 1{,}34\cdot10^{-3}$ M, $\text{pH} = 2{,}87$, $\alpha = 1{,}3\% < 5\%$ (approssimazione lecita). Esatto: $x = 1{,}33\cdot10^{-3}$ M, $\text{pH} = 2{,}88$.

Esempio 2 (l'approssimazione non vale). Acido acetico $1{,}0\cdot10^{-3}$ M. Approssimato: $x = \sqrt{1{,}8\cdot10^{-8}} = 1{,}34\cdot10^{-4}$ M, $\alpha = 13\%$: troppo grande. Esatto: $x^2 + 1{,}8\cdot10^{-5}x - 1{,}8\cdot10^{-8} = 0$ dà $x = 1{,}25\cdot10^{-4}$ M, $\text{pH} = 3{,}90$ (contro $3{,}87$ dell'approssimazione), $\alpha = 12{,}5\%$.

Esempio 3 (base debole). Ammoniaca $0{,}100$ M ($K_b = 1{,}8\cdot10^{-5}$): $[\text{OH}^-] = \sqrt{1{,}8\cdot10^{-6}} = 1{,}34\cdot10^{-3}$, $\text{pOH} = 2{,}87$, $\text{pH} = 11{,}13$.

Legge della diluizione (Ostwald). Dall'approssimazione, $\alpha = \sqrt{K_a/C}$: diluendo un acido debole il grado di dissociazione aumenta, anche se la concentrazione di H$^+$ diminuisce.

Acidi poliprotici. H$_2$CO$_3$ ha due dissociazioni successive con $K_{a1} \gg K_{a2}$. Il pH si calcola con la sola prima dissociazione; la seconda cede ioni solo a pH più alti. Le specie dominanti dipendono dal pH: sotto $\text{p}K_{a1} = 6{,}37$ domina H$_2$CO$_3$, tra $6{,}37$ e $\text{p}K_{a2} = 10{,}33$ lo ione HCO$_3^-$, sopra lo ione CO$_3^{2-}$.

Idrolisi dei sali

Un sale si dissocia completamente in ioni e alcuni di questi reagiscono con l'acqua (idrolisi), cambiando il pH.

Lo ione che idrolizza si comporta come una base (o un acido) debole con la costante coniugata: per l'anione $K_b = K_w/K_a$ (dell'acido da cui deriva), per il catione $K_a = K_w/K_b$. Gli ioni di acidi e basi forti (Na$^+$, Cl$^-$) non idrolizzano.

Esempio 1. Acetato di sodio $0{,}100$ M. $K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-) = \frac{1{,}0\cdot10^{-14}}{1{,}8\cdot10^{-5}} = 5{,}6\cdot10^{-10}$. $[\text{OH}^-] = \sqrt{5{,}6\cdot10^{-10}\cdot0{,}100} = 7{,}5\cdot10^{-6}$ M, $\text{pOH} = 5{,}13$, $\text{pH} = 8{,}87$.

Esempio 2. Cloruro di ammonio $0{,}100$ M: $K_a(\text{NH}_4^+) = 5{,}6\cdot10^{-10}$, $[\text{H}^+] = 7{,}5\cdot10^{-6}$ M, $\text{pH} = 5{,}13$.

Esempio 3. Carbonato di sodio $0{,}100$ M, $K_b = K_w/K_{a2} = \frac{1{,}0\cdot10^{-14}}{4{,}7\cdot10^{-11}} = 2{,}1\cdot10^{-4}$: $x^2/(0{,}100 - x) = 2{,}1\cdot10^{-4}$ dà $x = [\text{OH}^-] = 4{,}5\cdot10^{-3}$ M, $\text{pH} = 11{,}65$ (soluzione fortemente basica; la soda si usa per sgrassare).

Idrolisi dei cationi metallici. Gli ioni metallici piccoli e molto carichi, come Al$^{3+}$, Fe$^{3+}$, Cr$^{3+}$, idrolizzano anche in modo marcato: $\text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{FeOH}^{2+} + \text{H}^+$. Dentro una cavità di corrosione ("pit") i cationi prodotti dalla dissoluzione acidificano la soluzione locale, e l'acidità accelera la corrosione (Corrosione dei metalli e protezioneLa corrosione umida è una cella galvanica che si forma da sola: anodo (M → M^n+ + ne−), catodo (O2 + 2H2O + 4e− → 4OH− in ambiente neutro, 2H+ + 2e− → H2 in acido), conduttore elettronico ed elettrolita; mancando uno dei quattro non c'è corrosione. La velocità segue Faraday (0,116 mm/anno per il ferro a 10 μA/cm²). Due metalli diversi a contatto: si corrode il meno nobile (serie galvanica), tanto più quanto più piccolo è l'anodo rispetto al catodo. Forme: uniforme, galvanica, in fessura e per aerazione differenziale, vaiolatura, intergranulare, sotto tensione. Passivazione: film di ossido sottile e protettivo (Al2O3, Cr2O3, rapporto di Pilling-Bedworth tra 1 e 2). Protezione: rivestimenti (zinco anodico e sacrificale, stagno catodico), inibitori, protezione catodica con anodi sacrificali (Zn, Al, Mg) o a corrente impressa (acciaio a −0,85 V rispetto a Cu/CuSO4).Corrosione dei metalli e protezione →).

Soluzioni tampone

Definizione. Una soluzione tampone contiene un acido debole HA e la sua base coniugata A$^-$ (oppure una base debole e il suo acido coniugato) in quantità confrontabili. Il suo pH cambia pochissimo per aggiunta di piccole quantità di acido o di base forti, o per diluizione.

Come agisce: un acido forte aggiunto viene consumato dalla base coniugata ($\text{A}^- + \text{H}^+ \to \text{HA}$); una base forte viene consumata dall'acido ($\text{HA} + \text{OH}^- \to \text{A}^- + \text{H}_2\text{O}$). Cambia soltanto il rapporto fra le due specie, che compare dentro un logaritmo.

Dalla $K_a$ con $[\text{H}^+] = K_a\,[\text{HA}]/[\text{A}^-]$, prendendo $-\log$ di entrambi i lati:

Equazione di Henderson-Hasselbalch. $$\text{pH} = \text{p}K_a + \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]} = \text{p}K_a + \log\frac{n_{\text{A}^-}}{n_{\text{HA}}}$$ Valida quando $[\text{HA}]$ e $[\text{A}^-]$ sono molto maggiori di $[\text{H}^+]$. Poiché il volume è lo stesso per le due specie, si possono usare direttamente le moli.

Conseguenze:

• se $[\text{A}^-] = [\text{HA}]$ il pH è uguale al $\text{p}K_a$ (nel punto di massima efficacia);
• il tampone funziona bene per rapporto tra $1/10$ e $10$, cioè $\text{pH} = \text{p}K_a \pm 1$;
• diluire non cambia il rapporto, quindi non cambia il pH; riduce però la capacità tamponante (la quantità di acido o base forte assorbibile), che cresce con la concentrazione.

Esempio 1. Acido acetico $0{,}100$ M e acetato di sodio $0{,}100$ M ($\text{p}K_a = -\log1{,}8\cdot10^{-5} = 4{,}74$): $\text{pH} = 4{,}74$. Con acetato $0{,}200$ M e acido $0{,}100$ M: $\text{pH} = 4{,}74 + \log2 = 5{,}05$.

Esempio 2 (aggiunta di acido forte). A $1{,}00$ L del primo tampone si aggiungono $0{,}010$ mol di HCl (senza variazione di volume). L'acetato diventa $0{,}100 - 0{,}010 = 0{,}090$ mol e l'acido $0{,}110$ mol: $$\text{pH} = 4{,}74 + \log\frac{0{,}090}{0{,}110} = 4{,}74 - 0{,}087 = 4{,}66$$ Il pH cala di $0{,}09$ unità. La stessa quantità di HCl in $1{,}00$ L di acqua pura darebbe $[\text{H}^+] = 0{,}010$ M, $\text{pH} = 2{,}00$: una variazione di 5 unità.

Tamponi comuni: acido acetico/acetato ($\text{p}K_a = 4{,}74$), ione ammonio/ammoniaca ($\text{p}K_a = 9{,}26$), acido carbonico/idrogenocarbonato ($\text{p}K_{a1} = 6{,}37$; è il tampone del sangue, a pH 7,4). In ingegneria: i bagni di nichelatura (Elettrolisi e leggi di FaradayUna cella elettrolitica usa energia elettrica per far avvenire una reazione non spontanea: all'anodo (polo +) c'è l'ossidazione, al catodo (polo −) la riduzione, con tensione applicata maggiore di E rev più sovratensioni e cadute ohmiche. In acqua si scarica al catodo la specie con E più alto e all'anodo quella con E più basso, tenendo conto della sovratensione (cloro-soda, deposizione dello zinco). Leggi di Faraday: m = φ·M·I·t/(z·F) con F = 96485 C/mol; da m si ricavano spessore di un rivestimento (s = m/ρA), tempo, volumi di gas. Applicazioni: raffinazione del rame, zincatura, nichelatura, cromatura, anodizzazione, produzione di Al, Cl2, NaOH, H2.Elettrolisi e leggi di Faraday →) contengono acido borico come tampone, perché durante l'elettrolisi l'idrogeno sviluppato al catodo consuma H$^+$ e il pH vicino al pezzo salirebbe, facendo precipitare idrossido di nichel.

Titolazione acido-base

Si aggiunge una base (o un acido) di concentrazione nota a un volume noto di soluzione fino al punto di equivalenza, in cui le moli di base aggiunte sono uguali alle moli di acido iniziali. Alle moli iniziali di acido ($n_\text{HA} = C_\text{HA}V_\text{HA}$) corrisponde un volume di base $V_\text{eq} = n_\text{HA}/C_\text{base}$.

Esempio (acido debole con base forte). $25{,}0$ mL di acido acetico $0{,}100$ M ($n = 2{,}50$ mmol) titolati con NaOH $0{,}100$ M, $V_\text{eq} = 25{,}0$ mL:

A equivalenza il pH è basico, non 7: è quello del sale (idrolisi). Questo spiega la scelta dell'indicatore (fenolftaleina, che vira intorno a pH 8-10). Con acido e base forti il punto di equivalenza è a pH 7 e il salto di pH attorno al punto di equivalenza è molto più ampio. La mezza equivalenza permette di misurare sperimentalmente il $\text{p}K_a$.

import numpy as np

def x_acido(Ka, C):                      # x^2 + Ka x - Ka C = 0
    return max(np.roots([1, Ka, -Ka*C]))

x = x_acido(1.8e-5, 0.100)
print(f"acetico 0,100 M: pH = {-np.log10(x):.2f}, alpha = {x/0.100:.1%}")
x = x_acido(1.8e-5, 1.0e-3)
print(f"acetico 1,0e-3 M: pH = {-np.log10(x):.2f}, alpha = {x/1.0e-3:.1%}")

pKa = -np.log10(1.8e-5)
print(f"tampone dopo 0,010 mol HCl: pH = {pKa + np.log10(0.090/0.110):.2f}")

L'output è acetico 0,100 M: pH = 2.88, alpha = 1.3%, acetico 1,0e-3 M: pH = 3.90, alpha = 12.5% e tampone dopo 0,010 mol HCl: pH = 4.66.

Riassunto

Errori comuni

• Dimenticare il fattore 2 per $\text{Ba(OH)}_2$, $\text{Ca(OH)}_2$ ($[\text{OH}^-] = 2c$).
• Usare $\text{pH} = -\log c$ per un acido debole: $[\text{H}^+]$ è molto minore di $c$.
• Non verificare l'approssimazione $\alpha < 5\%$ (soluzioni diluite o acidi relativamente forti).
• Usare $K_a$ del sale nell'idrolisi invece della $K$ coniugata $K_w/K$.
• Mescolare le concentrazioni nell'equazione di Henderson-Hasselbalch dopo una reazione con acido o base forte: prima si fa la stechiometria sulle moli, poi si applica la formula.
• Dire che un acido molto diluito dà pH > 7.

Domande d'esame

1. Derivare l'equazione di Henderson-Hasselbalch e dire quando non è valida. Traccia: $K_a = [\text{A}^-][\text{H}^+]/[\text{HA}]$, logaritmo di entrambi i lati; non vale se le concentrazioni di HA e A$^-$ non sono molto più grandi di $[\text{H}^+]$ o se il rapporto è fuori da $0{,}1$-$10$.
2. Perché una soluzione di acetato di sodio è basica? Traccia: l'acetato è la base coniugata di un acido debole, $\text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^-$ con $K_b = K_w/K_a$; il sodio non idrolizza.
3. Che differenza c'è tra il pH al punto di equivalenza di una titolazione acido forte-base forte e di una acido debole-base forte? Traccia: il primo è 7; il secondo è basico perché il sale idrolizza.
4. Come cambia il grado di dissociazione di un acido debole diluendo la soluzione? Traccia: $\alpha = \sqrt{K_a/C}$ cresce; $[\text{H}^+]$ diminuisce.

Esercizi svolti: Esercizio - pH di acidi e basi forti, miscele e diluizioni, Esercizio - pH, Ka e grado di dissociazione di un acido debole, Esercizio - idrolisi dei sali, pH di acetato, cloruro di ammonio e carbonato, Esercizio - preparazione di un tampone ammoniaca-cloruro di ammonio.