Concentrazioni di acidi e basi

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Acid and Base Concentrations

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2.5: Ideal Gas Law

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06:35 min

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March 26, 2020

Acidi e Basi

Un acido di Arrhenius produce ioni idrogeno quando viene disciolto in acqua:

HA + H₂O → H⁺_(aq) + A^-_(aq)

Qui, HA è l'acido non dissociato, H⁺ è il catione idrogeno e A^- è l'anione solvatato, chiamato base coniugata. Una base di Arrhenius produce ioni idrossido quando disciolta in acqua:

BOH +_{H 2}O → B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Qui, BOH è la base non dissociata, OH^- è lo ione idrossido e B⁺ è il catione solvatato, chiamato acido coniugato. Una base coniugata si forma quando un acido perde uno ione idrogeno e ha il potenziale per guadagnare un idrogeno. Lo stesso vale per un acido coniugato, che si forma quando una base perde un gruppo ossidrile e ha il potenziale per riacquistarlo. Ogni acido ha una base coniugata e ogni base ha un acido coniugato.

ph

Il pH è il grado di acidità della soluzione ed è una misura della quantità di ioni idrogeno in una soluzione. La scala del pH è logaritmica e va da 0 a 14; le soluzioni acquose con un pH inferiore a 7 sono descritte come acide e le soluzioni acquose con un pH superiore a 7 sono descritte come alcaline o basiche. Le soluzioni a pH 7 sono considerate neutre.

Il pH di una soluzione è uguale alla base logaritmica negativa dieci della concentrazione di ioni idrogeno in soluzione.

L'acqua interagisce fortemente con lo ione idrogeno perché la sua forte carica positiva attrae il polo negativo delle molecole d'acqua circostanti. Infatti, interagiscono così fortemente da formare un legame covalente e il catione H₃O⁺, chiamato idronio. L'equazione di cui sopra è stata riscritta per riflettere questo.

Per semplicità, quando discuteremo del pH faremo riferimento alla concentrazione di ioni idrogeno invece che di ioni idronio. Più basso è il valore del pH di una soluzione, più ioni idrogeno sono presenti e, per estensione, più acida è la soluzione. Ad esempio, il pH di 1 mM di acido solforico è 2,75, mentre il pH di 1 mM di cloridrico è 3,01. La concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione di acido solforico è calcolata come 1 × ^10-2,75, mentre la concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione di acido cloridrico è 1 × ^10-3,01. Pertanto, ci sono più ioni idrogeno presenti nell'acido solforico ed è più acido. Ricorda, anche se il pH di due soluzioni può variare di appena mezzo valore di pH, a causa della natura logaritmica della scala del pH, la quantità di idrogeno varia notevolmente.

Forza di acidi e basi

La forza di un acido è influenzata dall'elettronegatività della base coniugata e dalla polarità dell'idrogeno acido. La forza, quindi, si riferisce alla facilità con cui il catione idrogeno (H⁺) si dissocia dall'anione. Gli acidi e le basi forti si dissociano interamente in soluzioni acquose, mentre gli acidi e le basi deboli si dissociano solo parzialmente nei loro ioni coniugati.

La costante di dissociazione, K_a, rappresenta la forza acida. K_aè calcolato utilizzando le concentrazioni dell'acido non dissociato HA e le concentrazioni dei cationi idrogeno e della base coniugata, A^-. Valori K_a più alti rappresentano acidi più forti, mentre valori K_a più bassi rappresentano acidi più deboli.

K_a è numericamente molto piccolo, ed è spesso riportato sotto forma di pK_a, che è la base logaritmica negativa dieci di K_a. Valori di pK_a più bassi corrispondono a un acido più forte, mentre valori di pK_a più alti corrispondono a un acido più debole.

Alcuni acidi dissociano un solo ione idrogeno e quindi hanno un valore_di pK a . Questi acidi sono chiamati monoprotici. Tuttavia, alcuni acidi possono dissociare più di uno ione idrogeno e sono chiamati poliprotici. Questi acidi hanno un valore di pK_a per ogni dissociazione di ioni idrogeno.

pK_a può anche essere utilizzato per calcolare il pH di equilibrio di una reazione acido-base, come mostrato nell'equazione di Henderson-Hasselbalch.

L'equazione di Henderson-Hasselbalch viene utilizzata per calcolare il pH, quando sono note le concentrazioni della base coniugata e dell'acido debole, o per calcolare il pK_a se il pH e le concentrazioni sono noti.

Titolazione

Le reazioni acido-base sono studiate quantitativamente utilizzando la titolazione. In un esperimento di titolazione, una soluzione di una concentrazione nota, chiamata soluzione standard, viene utilizzata per determinare la concentrazione di un'altra soluzione. Per le titolazioni acido-base, una soluzione standardizzata di base viene aggiunta lentamente a un acido di concentrazione sconosciuta (oppure l'acido viene aggiunto alla base). La reazione acido-base è una reazione di neutralizzazione, che forma un sale e acqua. Quando le moli di ioni idrogeno nell'acido sono uguali alle moli di ioni ossidrile aggiunte dalla base, la soluzione raggiunge un pH neutro.

Per eseguire una titolazione acido-base, la base standardizzata viene aggiunta lentamente a un pallone di agitazione dell'acido sconosciuto utilizzando una buretta, che consente la misurazione del volume e l'aggiunta goccia a goccia di base. Il pH della soluzione viene attentamente monitorato durante tutta la titolazione utilizzando un indicatore di pH aggiunto all'acido. Tipicamente, la fenolftaleina viene utilizzata poiché la soluzione rimane incolore fino a quando non diventa basica, diventando rosa chiaro.

Quando la titolazione si avvicina al punto di equivalenza, ovvero quando le moli di ioni idrogeno sono uguali alle moli di ioni ossidrile aggiunte, l'indicatore di pH cambia temporaneamente colore a causa di un eccesso di ioni ossidrile. Quando il pallone viene fatto roteare, il colore acido dell'indicatore di pH ritorna. La titolazione è completa e ha raggiunto il suo punto finale quando un piccolo eccesso di ioni ossidrile modifica permanentemente l'indicatore al suo colore di base.

La curva di titolazione è un grafico del pH di una soluzione rispetto al volume di base standardizzato aggiunta. Il punto di equivalenza si trova nel punto di flesso della curva e viene calcolato come derivata seconda della curva di titolazione.

Se un acido è poliprotico, avrà più punti di equivalenza, uno per ogni dissociazione di ioni idrogeno. Il pH a metà strada tra il punto di equivalenza per gli acidi monoprotici, o tra i punti di equivalenza nel caso degli acidi poliprotici, è uguale al pK_a dell'acido.

Referenze

Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Chimica e reattività chimica. Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Learning.
Silberberg, M.S. (2009). Chimica: la natura molecolare della materia e il cambiamento. Boston, MA: McGraw-Hill.
Harris, D.C. (2015). Analisi chimica quantitativa. New York, NY: W.H. Freeman e compagnia.

Transcript

Un acido arrhenius è una sostanza che produce ioni idrogeno quando si dissolve in acqua, mentre una base produce ioni idrossido. Gli ioni idrogeno reagiscono immediatamente con l’acqua per formare ioni idronio, ma per semplicità, continueremo a pensarli come ioni idrogeno. A seconda della quantità di ioni idrogeno o ioni idrossido nella soluzione, è considerato acido o basico.

Misuriamo la quantità di acidità o basicità utilizzando il pH, che viene calcolato come log negativo della concentrazione di ioni idrogeno. Quindi, i valori di pH inferiori a 7 sono acidi e i valori di pH superiori a 7 sono basici. Il pH 7 è neutro.

Gli acidi e le basi vengono anche confrontati in base alla loro forza, che è diversa dal loro pH. La forza di un acido è correlata alla facilità con cui lo ione idrogeno si dissocia dall’anione, chiamato base coniugata. La stessa idea segue per una base in riferimento allo ione idrossido e al suo acido coniugato. Possiamo assegnare un valore a quella forza usando la costante di dissociazione acida, o K_a.

K_a è definito utilizzando le concentrazioni dell’acido non dissociato e degli ioni idrogeno dissociati e della base coniugata. Spesso si può vedere questa relazione rappresentata come pK_a, che è semplicemente il log negativo del K_a. Più piccolo è il pK_a, più forte è l’acido.

Alcuni acidi, come l’acido cloridrico, sono monoprotici, il che significa che possono dissociare un solo ione idrogeno. Gli acidi poliprotici, come l’acido fosforico, possono dissociare diversi ioni idrogeno. Ogni dissociazione ha il suo pK_a.

Quindi, come possiamo determinare pK_a? Un modo è quello di eseguire una titolazione acido-base. La titolazione viene eseguita aggiungendo lentamente una soluzione di concentrazione nota a una soluzione di concentrazione sconosciuta osservando la reazione tra di esse. In questo caso, l’acido reagisce con la base in una reazione di neutralizzazione per formare un sale e acqua.

Quindi, se vogliamo misurare la concentrazione di ioni idrogeno in un acido, possiamo semplicemente titolare con una base forte con una concentrazione nota di ioni idrossido fino a quando l’acido non viene neutralizzato. Per eseguire una titolazione accurata, la base deve essere standardizzata, il che significa che si conosce l’esatta concentrazione di ioni idrossido. Questo non è sempre semplice.

Ad esempio, il NaOH, che utilizzerai nel tuo esperimento, è molto igroscopico, il che significa che assorbe l’acqua dall’atmosfera. Questo accade al NaOH sia come solido che in soluzione. Quindi, la vera concentrazione di una soluzione di NaOH potrebbe essere inferiore a quanto ci si aspetterebbe.

Per determinare l’esatta concentrazione di NaOH, dobbiamo prima eseguire una titolazione acido-base. Per fare ciò, è necessario utilizzare la base per titolare un acido con una concentrazione nota. L’idrogeno ftalato di potassio, KHP, è un acido non igroscopico, quindi possiamo calcolare con precisione la sua concentrazione dalla sua massa.

Possiamo vedere quando la titolazione è completa, il che significa che l’acido viene neutralizzato, utilizzando un indicatore di pH come la fenolftaleina. La fenolftaleina è neutra e incolore tra circa pH 0 e pH 8.

All’aumentare del pH, due ioni idrogeno si dissociano. Questa forma anionica è rosa. Quindi, quando iniziamo la titolazione, la soluzione di KHP è acida e la fenolftaleina è incolore. Man mano che aggiungiamo NaOH e gli ioni idrogeno vengono neutralizzati, il pH aumenta.

In questa reazione, la soluzione è neutra quando quantità uguali di acido e base sono state mescolate insieme. Dopodiché, l’aggiunta di un po’ più di NaOH rende il pH basico e la soluzione diventa rosa. Questo è indicato come punto finale. Se conosciamo le moli di KHP e il volume di NaOH utilizzato per neutralizzarlo, possiamo calcolare l’esatta concentrazione della base.

Una volta che abbiamo una base standardizzata, possiamo determinare il pK_a di un acido titolando una concentrazione nota dell’acido con la nostra base standardizzata mentre monitoriamo il pH. Il grafico del pH rispetto al volume di base aggiunto è chiamato curva di titolazione. La curva di solito segue una forma a S o sigmoidale, dove il punto di flesso della parte più ripida della curva denota un punto di equivalenza.

Qui, le moli degli ioni idrossido e degli ioni idrogeno dissociati sono uguali. Come pK_a, vedremo un punto di equivalenza per ogni ione idrogeno dissociato. Quindi, un acido monoprotico ha un solo punto di equivalenza e un acido triprotico ne ha tre.

Quando eseguiamo la titolazione, sapremo di aver superato il punto di equivalenza in cui l’indicatore di pH passa a malapena da incolore a rosa. Questo è chiamato punto finale della titolazione. Come quando standardizziamo la base, questo è quando la soluzione ha un piccolo eccesso di ioni idrossido e quindi è leggermente basica.

Un altro punto di flesso nel grafico si verifica a metà del punto di equivalenza. Qui, le concentrazioni degli acidi dissociati e non dissociati sono uguali. Pertanto, il pH a questo punto è uguale al pK_a. Quindi, se eseguiamo una titolazione e determiniamo il volume del punto di equivalenza, possiamo calcolare pK_a come pH a metà di questo volume.

In questo laboratorio, prima standardizzerai la tua base e poi eseguirai una titolazione utilizzando quella base standardizzata per determinare due pK_a di un acido poliprotico.

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