Esempio di fonte su Openstax

Idrolisi dei sali e relativo pH

Sali con ioni acidi

I sali sono sostanze formate da ioni positivi (cationi) e ioni negativi (anioni). Quando un sale viene sciolto in acqua, questi ioni si separano e possono reagire con le molecole d'acqua. Questa reazione, chiamata idrolisi, può rendere la soluzione acida, basica oppure neutra, a seconda delle proprietà degli ioni presenti nel sale. Ad esempio, quando il cloruro di ammonio si scioglie in acqua, si dissocia nei suoi ioni secondo la seguente equazione.

NH₄Cl⁡(𝑠)⇌NH₄⁺⁢(𝑎⁢𝑞)+Cl^-(𝑎⁢𝑞)

Lo ione ammonio (NH₄⁺) è l'acido coniugato all'ammoniaca (NH₃), che è una base debole. Quando NH₄⁺ si trova in acqua, può comportarsi come un acido debole e reagire con l'acqua producendo ioni H₃O⁺. La sua reazione di ionizzazione acida (o idrolisi acida) è rappresentata da:

NH₄⁺⁢(𝑎⁢𝑞)+H₂O(𝑙)⇌H₃O⁺⁡(𝑎⁢𝑞)+NH₃(𝑎⁢𝑞) 𝐾a=𝐾w/𝐾b (Kw=1x10^-14)

Lo ione cloruro (Cl⁻), invece, è la base coniugata all'acido cloridrico (HCl), che è un acido forte. Per questo motivo non reagisce in modo significativo con l'acqua e può essere considerato uno ione "inerte" (o spettatore), cioè non partecipa direttamente alla reazione chimica. La sua reazione di ionizzazione della base (o idrolisi della base) è rappresentata da:

Cl^-(𝑎⁢𝑞)+H₂O(𝑙)⇌HCl⁡(𝑎⁢𝑞)+OH^-(𝑎⁢𝑞) 𝐾b=𝐾w/𝐾a

Di conseguenza, quando il cloruro di ammonio si scioglie in acqua, si ottiene una soluzione di cationi acidi deboli (NH₄⁺) e anioni inerti (Cl−). Solo lo ione ammonio influisce sul pH, producendo ioni H₃O⁺. La soluzione risultante è quindi acida e ha un pH minore di 7.

Sali con ioni basici

Quando l'acetato di sodio (NaCH₃CO₂) viene sciolto in acqua, si separa nei suoi ioni:

NaCH₃CO₂(s)⇌Na⁺(aq)+CH₃CO₂^-(aq)

Lo ione sodio (Na⁺) non reagisce in modo significativo con l'acqua e quindi non influenza il pH della soluzione, data l'assenza di atomi di idrogeno o ossigeno

Lo ione acetato (CH₃CO₂⁻), invece, è la base coniugata dell'acido acetico (CH₃CO₂H). Per questo motivo può reagire con l'acqua sottraendole un protone (H⁺):

CH₃CO₂^-(aq)+H₂O(l)⇌CH₃CO₂H(aq)+OH^-(aq)

Questa reazione produce ioni idrossido (OH⁻), che rendono la soluzione basica.

Poiché l'acido acetico è un acido debole, il suo ione acetato è una base debole, ma è comunque sufficientemente basico da aumentare leggermente il pH della soluzione.

In conclusione: quando si scioglie l'acetato di sodio in acqua, si ottiene una soluzione di cationi inerti (Na+) e anioni base deboli (CH₃⁢CO₂^-), lo ione sodio rimane praticamente inattivo, mentre lo ione acetato reagisce con l'acqua producendo OH⁻. Per questo motivo la soluzione risultante ha un pH maggiore di 7 ed è quindi basica.

Sali con ioni acidi e basici

Alcuni sali contengono uno ione con comportamento acido e uno ione con comportamento basico. In questi casi, il pH della soluzione dipende da quale dei due effetti è più forte. Esistono anche sali che contengono uno ione anfiprotico, cioè uno ione che può comportarsi sia da acido sia da base. Anche in questo caso, il pH della soluzione dipende dal comportamento prevalente dello ione.

Per capire se la soluzione sarà acida, basica o neutra, si confrontano le costanti di equilibrio Ka (forza acida) e Kb (forza basica):

se Ka > Kb, la soluzione sarà acida;
se Kb > Ka, la soluzione sarà basica;
se Ka ≈ Kb, la soluzione sarà quasi neutra.

Questo metodo permette di prevedere il carattere acido-base della soluzione ottenuta sciogliendo il sale in acqua.

La ionizzazione degli ioni metallici idrati

Negli esempi precedenti abbiamo visto che ioni come Na⁺ o Ca²⁺ sono praticamente inerti in acqua: non reagiscono in modo significativo con le molecole d'acqua e quindi non influenzano il pH della soluzione. Tuttavia, non tutti gli ioni metallici si comportano così. Alcuni, soprattutto quelli con carica elevata e dimensioni ridotte, possono agire come acidi deboli quando sono disciolti in acqua (ogni ione metallico, che non sia del I o II gruppo si lega a un numero specifico di molecole d'acqua, creando uno ione complesso). Ad esempio, la dissoluzione del nitrato di alluminio in acqua è tipicamente rappresentata come:

Al(NO₃)₃(𝑠)⇌Al³⁺⁢(𝑎⁢𝑞)+3⁢NO₃^-⁢(𝑎⁢𝑞)

Questa equazione, però, non mostra completamente ciò che accade. In realtà, lo ione Al³⁺ non rimane libero in soluzione. A causa della sua forte carica positiva, attira e lega stabilmente sei molecole d'acqua formando uno ione complesso:

Al(H₂O)₆³⁺

Per questo motivo una rappresentazione più accurata della dissoluzione è:

Al(NO₃)₃(s)+6H₂O(l)⇌Al(H₂O)₆³⁺(aq)+3NO^3-(aq)

Perché questo complesso è acido?

Nello ione complesso, l'atomo centrale di alluminio è legato agli atomi di ossigeno delle sei molecole d'acqua. Poiché l'alluminio possiede una carica +3, esercita una forte attrazione sugli elettroni delle molecole d'acqua. Di conseguenza:

gli elettroni vengono attirati verso l'alluminio;
i legami O−H delle molecole d'acqua diventano più deboli e più polari;
gli atomi di idrogeno (H⁺) possono staccarsi più facilmente.

Per questo motivo una delle molecole d'acqua legate può cedere un protone:

Al(H₂O)₆³⁺+H₂O⇌H₃O⁺+Al(H₂O)₅(OH)²⁺

La formazione di H₃O⁺ rende la soluzione acida.

Dopo aver perso un primo protone si ottiene:

Al(H₂O)₅(OH)²⁺

Anche questo nuovo complesso possiede ancora molecole d'acqua legate che possono comportarsi da acidi. Di conseguenza può verificarsi una seconda ionizzazione:

Al(H₂O)₅(OH)²⁺+H₂O⇌H₃O⁺+Al(H₂O)₄(OH)₂⁺

e successivamente una terza:

Al(H₂O)₄(OH)₂⁺+H₂O⇌H₃O⁺+Al(H₂O)₃(OH)₃

Questa perdita graduale di protoni spiega perché le soluzioni contenenti Al³⁺ risultano acide.

In sintesi: possiamo immaginare che l'alluminio "indebolisca" i legami O−H delle molecole d'acqua che lo circondano. Mentre una normale molecola d'acqua trattiene abbastanza bene i propri idrogeni, una molecola d'acqua coordinata all'Al³⁺ li trattiene meno fortemente e può perderli più facilmente. Per questo motivo lo ione complesso si comporta come un acido (dunque avrà pH minore di 7). Inoltre si può affermare che si tratta di un acido poliprotico, dato che può subire più di 1 ionizzazione in acqua.

Altri ioni metallici:

A eccezione dei metalli alcalini (gruppo 1) e di alcuni metalli alcalino-terrosi (gruppo 2), molti altri cationi metallici possono comportarsi da acidi in acqua. La forza acida di questi ioni complessi aumenta tipicamente con l'aumento della carica e la diminuzione delle dimensioni degli ioni metallici. Di seguito sono riportate le equazioni di ionizzazione acida del primo passaggio per alcuni altri ioni metallici acidi:

Fe(H₂O)₆⁢³⁺⁢(𝑎⁢𝑞)+H₂O(𝑙)⇌H₃⁢O+⁡(𝑎⁢𝑞)+Fe⁢(H₂O)₅(OH)₂⁺⁢(𝑎⁢𝑞) 𝑝⁢𝐾a=2.74

Cu(H₂O)₆⁢²⁺⁢(𝑎⁢𝑞)+H₂O(𝑙)⇌H₃⁢O+⁡(𝑎⁢𝑞)+Cu⁢(H₂O)₅(OH)⁺⁢(𝑎⁢𝑞) 𝑝⁢𝐾a=~6.3

Zn(H₂O)₄⁢²⁺(𝑎⁢𝑞)+H₂O(𝑙)⇌H₃O+⁡(𝑎⁢𝑞)+Zn⁢(H₂O)₃(OH)⁺(𝑎⁢𝑞) 𝑝⁢𝐾a=9.6

Acidi poliprotici

Gli acidi poliprotici sono acidi capaci di cedere più di uno ione idrogeno H⁺ durante le reazioni di dissociazione in acqua. Ogni rilascio di un protone avviene in modo graduale, attraverso più stadi di ionizzazione successivi.

In base al numero di protoni cedibili, gli acidi poliprotici si dividono in:

diprotici → possono cedere 2 protoni
triprotici → possono cedere 3 protoni

più raramente esistono anche acidi con un numero maggiore di protoni ionizzabili. La stragrande maggioranza di quest'ultimi appartengono alla chimica inorganica.

Gli acidi poliprotici più famosi che maggiormente utilizzati sono:

Acido solforico: H₂SO₄ → Acido diprotico

→ una delle sostanze chimiche industriali più prodotte al mondo, usata nelle batterie delle auto e nei fertilizzanti.

Acido fosforico: H₃PO₄ → Acido triprotico

→ famosissimo perché usato come additivo alimentare nelle bevande gassate (come la Coca-Cola)

Acido carbonico: H₂CO₃ → Acido diprotico

→ responsabile dell'effervescenza delle acque gassate e regola il pH del sangue umano.

Durante la classificazione degli acidi in poliprotici è importante sapere quanti protoni perdono e soprattutto quali, specialmente quando si ha a che fare con molecole più complesse come l'acido acetico CH₃COOH

A prima vista, la formula chimica dell'acido acetico contiene 4 atomi di idrogeno. Tuttavia, non è un acido tetraprotico.

3 idrogeni sono legati al carbonio (CH₃-): Questi legami sono forti e non polari. Il carbonio non lascia andare questi idrogeni in acqua
1 idrogeno fa parte del gruppo carbossilico (-COOH): Il legame con l'ossigeno è molto polare. Questo è l'unico idrogeno che viene rilasciato, di conseguenza l'acido acetico è un acido monoprotico

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO^- + H₃O⁺

Dissociazione graduale

La caratteristica fondamentale degli acidi poliprotici è che la dissociazione non avviene tutta insieme, ma in passaggi successivi. Per esempio, l’acido solforico si ionizza in due stadi:

PRIMA IONIZZAZIONE:

H₂SO₄ + H₂O ⇌ HSO₄^- + H₃O⁺ (acido perde il primo protone e si forma lo ione idrogenosolfato / bisolfato)

SECONDA IONIZZAZIONE:

HSO₄^- + H₂O ⇌ SO₄^- + H₃O⁺ (lo ione bisolfato perde il suo protone e si forma lo ione solfato)

Perché le ionizzazioni successive sono più difficili?

Ogni volta che un acido perde un protone:

la specie rimanente diventa più negativa (si forma un anione);
aumenta l’attrazione verso gli ioni H⁺;
il distacco di ulteriori protoni richiede più energia.

per questi motivi: K_a1 > K_a2 > K_a3

dove:

K_a1 = è la costante della prima ionizzazione
K_a2 , della seconda
K_a3 , della terza

Quindi le successive reazioni di ionizzazione sono molto meno complete della prima. Abbiamo già visto che la costante di ionizzazione di un acido si calcola usando la stessa formula dell'equilibrio chimico

Dire che la seconda ionizzazione è meno completa significa che si formano pochissimi prodotti rispetto alla prima.

Riprendendo l'esempio dell'acido solforico:

Prima ionizzazione (Più completa): Se metti l'acido in acqua, una buona percentuale di molecole neutre si dissocia per liberare il primo protone H⁺
Seconda ionizzazione (Meno completa): Lo ione negativo rimasto trattiene il secondo protone con molta forza. Di conseguenza, solo una quantità piccolissima (spesso meno dell'1%) di questi ioni riuscirà a cedere il secondo protone.

Esempio: acido carbonico

Consideriamo una soluzione di acido carbonico:

PRIMA IONIZZAZIONE:

H₂CO₃ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + HCO₃⁻

con:

K_a1 = 4.3×10⁻⁷

SECONDA IONIZZAZIONE:

HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CO₃^2-

con:

K_a2 = 4.7×10⁻¹¹

Facendo il rapporto tra le costanti:

$K_{a}1 \over K_{a}2$ = $4.3\cdot 10^{-}7 \over 4.7\cdot 10^{-}11$ ≈ 9000

Ciò significa che la prima ionizzazione è circa 9000 volte più favorita della seconda. Questo avviene perché dopo la perdita del primo protone si forma lo ione bicarbonato HCO₃^-, che trattiene più fortemente il protone rimanente a causa dell'attrazione elettrostatica tra le cariche opposte

Soluzioni tampone

Le soluzioni tampone sono soluzioni capaci di mantenere il pH quasi costante anche quando vengono aggiunte piccole quantità di acidi o basi forti. In pratica, “resistono” alle variazioni di acidità della soluzione. Questa proprietà è fondamentale in moltissimi processi chimici e biologici: per esempio, il sangue umano deve mantenere un pH molto stabile per permettere il corretto funzionamento dell’organismo.

Una soluzione tampone è formata da una coppia costituita da un acido debole e la sua base coniugata, oppure da una base debole e il suo acido coniugato. Un esempio molto comune è la miscela tra acido acetico (CH₃COOH) e acetato di sodio (CH₃COONa). In acqua, l’acido acetico può cedere protoni H⁺, mentre lo ione acetato CH₃COO⁻ può accettarli. È proprio questa presenza contemporanea delle due specie a rendere possibile l’azione tampone.

Il funzionamento del tampone si comprende osservando cosa accade quando si aggiunge un acido forte. Se nella soluzione viene introdotto HCl, aumentano gli ioni H⁺; tuttavia, la base coniugata presente nel tampone reagisce immediatamente con essi:

${\ce {CH3COO^- + H+-> CH3COOH}}$

Gli ioni H⁺ aggiunti vengono quindi in gran parte neutralizzati e il pH varia molto poco. Se invece si aggiunge una base forte come NaOH, gli ioni OH⁻ reagiscono con l’acido debole presente nella soluzione:

${\ce {CH3COOH + OH^- -> CH3COO^- + H2O}}$

Anche in questo caso la variazione di pH risulta limitata, perché gli OH⁻ vengono consumati dalla reazione. L’azione tampone è legata agli equilibri chimici e può essere spiegata attraverso il principio di Le Châtelier: quando vengono aggiunti ioni H⁺ oppure OH⁻, l’equilibrio si sposta in modo da contrastare la variazione imposta al sistema. Questo spostamento permette alla soluzione di mantenere il pH relativamente stabile.

Potere (capacità) del tampone

Le soluzioni tampone non possiedono una capacità illimitata di mantenere il pH relativamente costante. La loro capacità di opporsi alle variazioni di pH dipende infatti dalla presenza di quantità sufficienti dell'acido debole e della sua base coniugata. Quando viene aggiunta una quantità di acido o di base forte tale da ridurre in modo significativo la concentrazione di uno dei due componenti della coppia tampone, l'efficacia del sistema diminuisce e l'azione tampone viene compromessa.

Il potere tampone è definito come la quantità di acido o di base che può essere aggiunta a un determinato volume di soluzione tampone prima che il pH subisca una variazione significativa, generalmente pari a un'unità di pH.

Il potere tampone dipende dalle quantità di acido debole e della sua base coniugata presenti nella soluzione. Ad esempio, 1 L di una soluzione contenente 1,0 M di acido acetico e 1,0 M di acetato di sodio possiede un potere tampone maggiore rispetto a 1 L di una soluzione contenente 0,10 M di acido acetico e 0,10 M di acetato di sodio, anche se entrambe hanno lo stesso pH. La prima soluzione presenta un maggiore potere tampone perché contiene quantità più elevate sia di acido acetico sia di ioni acetato, e può quindi neutralizzare una quantità maggiore di acidi o basi aggiunti senza subire variazioni significative di pH.

Selezionare le soluzioni tampone

Esistono due utili regole pratiche per scegliere una miscela tampone efficace:

1) Una buona soluzione tampone dovrebbe contenere concentrazioni approssimativamente uguali dei due componenti della coppia tampone. In generale, una soluzione tampone perde gran parte della sua efficacia quando la concentrazione di uno dei componenti diventa inferiore a circa il 10% di quella dell'altro.

2) Gli acidi deboli e i loro sali sono più adatti per preparare soluzioni tampone con pH inferiore a 7, mentre le basi deboli e i loro sali risultano più efficaci per ottenere soluzioni tampone con pH superiore a 7.

Un importante esempio di soluzione tampone è il sangue umano, nel quale il principale sistema responsabile dell'azione tampone è costituito dall'acido carbonico (H₂CO₃) e dallo ione bicarbonato (HCO₃⁻). Quando uno ione idronio viene introdotto nel flusso sanguigno, esso viene rimosso principalmente attraverso la reazione:

${\ce {H3O^+(aq) + HCO3^- (aq) -> H2CO3(aq) + H2O(l)}}$

Se invece viene aggiunto uno ione idrossido, questo viene neutralizzato mediante la reazione

${\ce {OH^- (aq) + H2CO3(aq) -> HCO3^- (aq) + H2O (l)}}$

In questo modo l'acido o la base forte introdotti vengono trasformati nelle specie molto più deboli che costituiscono la coppia tampone: gli ioni H₃O⁺ vengono convertiti in acido carbonico, mentre gli ioni OH⁻ vengono convertiti in bicarbonato.

Grazie a questo sistema, il pH del sangue umano rimane molto vicino al valore determinato dal pKₐ della coppia tampone, pari a circa 7,35. Normalmente le variazioni del pH sanguigno sono inferiori a 0,1 unità; variazioni di 0,4 unità o superiori possono compromettere gravemente le funzioni vitali e risultare potenzialmente letali.

Equazione di Henderson-Hasselbalch

Per calcolare il pH di una soluzione tampone, si può utilizzare l'equazione di Henderson-Hasselbalch, qui ricavata. Nella ionizzazione di un acido debole: ${\ce {HA + H2O -> H3O^+ + A^-}}$ , $[HA]_{eq}\approx [HA]_{iniziale}$

$K_{a}=[H_{3}O^{+}][A^{-}]/[A^{-}]$ ⇒ $[H_{3}O^{+}]=K_{a}[HA]_{iniziale}/[A^{-}]_{iniziale}$

da qui si ricava l'equazione di Henderson-Hasselbalch: $pH=pKa+\log {\bigl (}[A^{-}]/[HA]{\bigr )}$

Ciò che influenza la concentrazione di ioni è la $K_{a}$ dell’acido e il rapporto tra le concentrazioni dei due membri della coppia coniugata. Di conseguenza, la soluzione tampone avrà efficienza massima quando le due concentrazioni sono simili: in questo caso si ha che $pK_{a}=pH$ .

Dall'equazione si può notare come, nel caso in cui la soluzione tampone venga diluita o concentrata, il suo pH non cambia: una variazione del volume della soluzione comporta solo la variazione del potere tampone.

Il sistema tampone nel sangue

Il pH normale del sangue umano è circa 7,4. Il sistema tampone carbonato nel sangue utilizza la seguente reazione di equilibrio:

${\ce {CO2(g) + 2H2O (l) <=> H2CO3 (aq) <=> HCO3^- (aq) + H3O^+ (aq)}}$

La concentrazione dell'acido carbonico, H₂CO₃, è approssimativamente 0,0012 M e la concentrazione dello ione idrogenocarbonato, HCO₃⁻, è circa 0,024 M. Utilizzando l'equazione di Henderson-Hasselbalch e il pKₐ dell'acido carbonico alla temperatura corporea (6.4), possiamo calcolare il pH del sangue:

$pH=pK_{a}+\log\{[base]/[acido]\}=6.4+\log\{0.024/0.0012\}=7.7$

Il fatto che la concentrazione di H₂CO₃ sia significativamente inferiore a quella dello ione HCO₃⁻ può sembrare insolito, ma questo squilibrio è dovuto al fatto che la maggior parte dei sottoprodotti del nostro metabolismo che entrano nel flusso sanguigno sono acidi. Pertanto, deve esserci una proporzione maggiore di base rispetto all'acido, in modo che la capacità del tampone non venga superata.

L'acido lattico viene prodotto nei nostri muscoli quando facciamo esercizio fisico. Quando l'acido lattico entra nel flusso sanguigno, viene neutralizzato dallo ione HCO₃⁻, producendo H₂CO₃. Un enzima accelera quindi la decomposizione dell'eccesso di acido carbonico in anidride carbonica e acqua, che possono essere eliminate mediante la respirazione.

Infatti, oltre agli effetti regolatori del sistema tampone carbonato sul pH del sangue, il corpo utilizza la respirazione per regolare il pH sanguigno. Se il pH del sangue diminuisce troppo, un aumento della respirazione rimuove CO₂ dal sangue attraverso i polmoni, spostando la reazione di equilibrio in modo tale che la concentrazione di H₃O⁺ diminuisca. Se il sangue è troppo alcalino, una minore frequenza respiratoria aumenta la concentrazione di CO₂ nel sangue, spostando la reazione di equilibrio nella direzione opposta, aumentando la concentrazione di H⁺ e ripristinando un valore di pH appropriato.

Titolazione acido base

La titolazione acido-base è la tecnica più comune per determinare la concentrazione incognita di una base o un acido facendo reagire la soluzione con un reagente a concentrazione nota, chiamato titolante.

H⁺ + OH^-→ H₂O

Il momento in cui le quantità di acido e base sono stechiometricamente equivalenti si chiama punto di equivalenza.

LA CURVA DI TITOLAZIONE

La curva di titolazione è il grafico del pH in funzione del volume di titolante aggiunto. Sull’asse x viene rappresentato il volume di titolante aggiunto, invece sull’asse y il pH della soluzione. La forma del grafico dipenda dalla forza della base e dell’acido.

Prendiamo in esempio la soluzione di HCl e il titolante NaOH

Il grafico mostra la titolazione di un acido forte (HCl) con una base forte (NaOH). All’inizio il pH è molto basso perché c’è solo HCl. Aggiungendo NaOH, gli ioni OH⁻ neutralizzano gli H⁺. Il pH aumenta lentamente finché si arriva a circa 10 mL di NaOH aggiunti. In questo punto si raggiunge il punto di equivalenza: acido e base sono presenti in quantità uguali. Per una titolazione acido forte–base forte:

- vicino all’equivalenza il pH cambia bruscamente, creando il salto verticale della curva

- dopo i 10 mL, la NaOH è in eccesso e la soluzione diventa basica, con pH che tende verso 14

La curva è tipica di una titolazione forte-forte: grande salto di pH ed equivalenza a pH 7.

Titolazione Acido Forte – Base Forte

Un esempio di titolazione acido forte-base forte è HCl e NaOH

Inizialmente il pH è molto basso perché l’acido forte è completamente dissociato.

Prima dell’equivalenza aggiungendo la base, il pH aumenta lentamente perché l’acido è ancora in eccesso.

Nel punto di equivalenza, si verifica un aumento molto brusco del pH. Questo accade perché il sale formato non subisce idrolisi.

Dopo il punto di equivalenza il pH dipende dall’eccesso di base forte presente in soluzione e diventa molto alto.

Titolazione Acido Debole – Base Forte

Un esempio di acido debole - base forte è C₂H₄O₂ e NaOH

L’acido debole è solo parzialmente dissociato, quindi il pH iniziale è maggiore rispetto a un acido forte.

Una soluzione tampone, (spesso definita impropriamente "zona tampone") è una soluzione che mantiene il proprio pH pressoché inalterato quando vi si aggiungono piccole quantità di acidi o basi forti.

Durante la titolazione si forma una miscela di: acido debole residuo e base coniugata. La soluzione si comporta come un tampone e il pH varia lentamente.

L'equazione di Henderson-Hasselbalch è una formula matematica usata in chimica e biologia per calcolare il pH di una soluzione tampone. Mette in relazione il pH della soluzione, la forza dell'acido pKa e le concentrazioni della coppia acido-base coniugata.

Per un acido debole : pH = pK_a + log₁₀ (A^-/HA)

Per una base debole: pH = pK_b + log₁₀ (BH⁺/B)

più comunemente viene utilizzata: pH = 14 - pK_b + log₁₀ (B⁺/HB)

Titolazione Acido forte– Base debole

Come esempio della titolazione di acido forte e base debole prendiamo NH₃ con HCl. Il grafico che otteniamo è molto simile a quello dell’acido debole e base forte, ma è invertito. Si parte da un pH molto alto e poi si giunge a un pH molto più basso.

Acido debole e Base debole

Non viene praticamente mai eseguita in laboratorio per scopi quantitativi. Il salto di pH al punto equivalente non è netto, rendendo impossibile individuare con precisione il punto finale con un indicatore colorato.

Indicatori Acido-Base

Gli indicatori sono sostanze organiche (generalmente acidi deboli o basi deboli) che presentano colori diversi a seconda del pH della soluzione in cui si trovano. Questo cambiamento di colore è dovuto a un equilibrio chimico tra la forma acida e la forma basica della molecola.

Esempio classico: Fenolftaleina

• Forma acida (HIn): incolore (pH < 8,2)

• Forma basica (In⁻): rosa/fucsia (pH > 10)

È molto usata nelle titolazioni acido forte - base forte e acido debole - base forte, perché vira proprio nella zona basica.

Indicatore Universale

È una miscela di diversi indicatori cambiano colore in modo continuo:

pH 1-2 → Rosso

pH 3-4 → Arancione

pH 5-6 → Giallo

pH 7 → Verde

pH 8-9 → Blu

pH 10+ → Viola

Viene usato nelle cartine pH universali.

Intervallo di Viraggio degli Indicatori Acido-Base

Un indicatore acido-base è un acido debole (o base debole) la cui forma acida e basica hanno colori diversi.

Vengono chiamati:

- HIn = forma acida (colore A)

- In⁻ = forma basica (colore B)

L’equilibrio è: HIn ⇌ H⁺ + In⁻