acidi e basi

Dispense prodotte nel corso
POF
“Giochi della Chimica 2012”
III Lezione
1
Le soluzioni
Una soluzione è una miscela omogenea tra 2
componenti: il solvente, componente più
abbondante; e il soluto, componente meno presente.
L'acqua è un buon solvente per la maggior parte dei
composti ionici.
Soluzione satura: una soluzione che contiene la
massima quantità di un dato soluto che il solvente è
in grado di sciogliere ad una determinata
temperatura.
La solubilità è influenzata da: la natura del solvente
e del soluto (simile scioglie simile), la temperatura
(se il processo di solubilizzazione è endotermico,
esso aumenta con la temperatura, se è esotermico
diminuisce all'aumentare della temperatura), la
pressione nella solubilità tra gas e liquidi.
Vi sono poi anche fattori che aumentano la velocità
di dissoluzione come l'agitazione, la temperatura e il
grado di suddivisione del soluto.
2
Proprietà colligative delle soluzioni
Le proprietà colligative sono proprietà delle coluzioni che dipendono dalla
concentrazione e non dalla natura chimica del soluto;
Nelle soluzioni viene variata la temperatura di ebollizione (punto
ebullioscopico) e di gelo (punto crioscopico), infatti una soluzione gela al di
sotto dei 0° e bolle al di sopra dei 100°. Anche la tensione di vapore di una
soluzione contenente un soluto non volatile è sempre inferiore a quella
del solvente puro.
Keb è la costante ebullioscopica e varia da solvente a solvente e per l'acqua vale 0,52 (°C · Kg) /
mol.
Se la sostanza disciolta è dissociata in ioni, bisogna anche introdurre il coefficiente i di Van't Hoff. Esso vale 2,
3, 4, .... a seconda del numero di ioni in cui l'elettrolita è dissociato.
Kc è la costante crioscopica e varia da solvente a solvente e per l'acqua vale 1,86 (°C · Kg) / mol.
Se la sostanza disciolta è dissociata in ioni, bisogna anche introdurre il coefficiente i di Van't Hoff.
Esso vale 2, 3, 4, .... a seconda del numero di ioni in cui l'elettrolita è dissociato.
L’abbassamento della tensione di vapore in una soluzione è regolato dalla legge di Raoult: la tensione
3
di vapore di una soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente.
Altra importante proprietà colligativa è l'osmosi, un fenomeno per cui si ha la
migrazione spontanea delle molecole del solvente da una soluzione più diluita
verso una più concentrata, quando le due soluzioni sono separate da una
membrana semimpermeabile. La pressione osmotica è la pressione che
bisogna applicare alla soluzione più concentrata perchè questa non venga
diluita. Due soluzioni con pressione osmotica uguale sono dette isotoniche.
Equazione di van’t Hoff , per specie non ioniche π * V = n*R*T,
dove π = pressione osmotica, n = numero di moli ed R = costante universale dei gas
Equazione di van’t Hoff , per specie ioniche π * V = i *n*R*T,
Dove i = numero di ioni in cui l’elettrolita è dissociato
4
DISSOCIAZIONE ELETTROLITICA
Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni. Nel
secondo caso si può anche parlare, più propriamente di ionizzazione)
Il fenomeno è dovuto al legame ione – dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni
(fenomeno della solvatazione)
NaCl ⇋ Na+ + Cl-
Na+
Cl−
δ–
δ+
Cl−
H+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
HCl ⇋ H+ + Cl-
5
Le sostanze (sia ioniche che covalenti polari) che sciogliendosi in
acqua originano ioni si dicono elettroliti
Le soluzioni che così si formano sono dette soluzioni elettrolitiche
Anche per queste reazioni è possibile scrivere una costante di equilibrio; se
questa è alta l’equilibrio è spostato a destra, quasi tutte le molecole sono
dissociate e la sostanza si dice un elettrolita forte
Se invece la costante è piccola, l’equilibrio è spostato a sinistra, la sostanza
è poca dissociata e si dice un elettrolita debole
6
ACIDI E BASI
(una semplice ma esauriente trattazione sugli acidi e sulle basi è consultabile qui )
Gli acidi sono conosciuti ed utilizzati da molti secoli
Il più antico, ed il primo per cui è stato utilizzato il
termine di origine latina “acidus” (aspro), è forse
l’acido acetico contenuto nell’aceto.
Acido nitrico ed acido solforico sono conosciuti fino dal
tardo medioevo ed impiegati in talmente tanti processi
che, ancora oggi, il grado di sviluppo industriale di un
paese si misura anche dalla sua produzione di H2SO4
Gli acidi hanno sapore aspro, reagiscono coi metalli, producendo
idrogeno, e col calcare, producendo CO2
7
Anche le basi, un tempo dette alcali, sono
conosciute fin dall’antichità
Le basi hanno sapore amaro, sono untuose al tatto (sono dette pertanto
liscivie) e reagiscono con gli acidi neutralizzandoli
8
Tuttavia fino alla seconda metà dell’800 non si era
compreso la relazione tra la formula di un composto
e le sue proprietà acide o basiche
Nel ‘700 Lavoisier riteneva che gli acidi si
caratterizzassero per la presenza dell’ossigeno, che
lui stesso chiamò in questo modo dal greco oxsus
ghennao (generatore di acidi)
Successivamente si constatò che tutti gli acidi
contenevano idrogeno, e non ossigeno, ma non
tutti i composti dell’idrogeno sono acidi
La teoria di Arrhenius
La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi
appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine
‘800 premio Nobel
Tutti gli acidi liberano in acqua ioni H+, tutte
le basi liberano in acqua ioni OH-
HX → H++ X−
MOH→ M+ + OH−
S. Arrhenius (1859 – 1927)
9
Carattere acido o basico di un composto
X—O —H
Cl—O —H
L’ossigeno è molto elettronegativo ed attira su di se sia gli elettroni di X,
sia quelli di H.
 Se anche X è molto elettronegativo, l’ossigeno ha difficoltà ad attirare
su di se gli elettroni del legame XO ed attirerà solo gli elettroni del
legame O−H.
Il legame con l’idrogeno è debole, perché fortemente polarizzato, e
facilmente si rompe a contatto con H2O o una base secondo la reazione:
X−O−H → X−O– + H+
HClO → ClO– + H+
Il composto è un acido. Tanto più il legame OH è polarizzato e
debole, tanto maggiore è la tendenza a cedere ioni H+, tanto più forte è
l’acido. Ad esempio HClO, HNO3, H2SO4 e tutti gli altri acidi ternari.
10
 Se X ha elettronegatività inferiore a quello dell’idrogeno, l’ossigeno attira
gli elettroni del legame X−O più fortemente di quelli del legame O−H.
Il legame X−O sarà quindi più debole del legame O−H ed in acqua si
romperà secondo la reazione:
X−O−H ⇌ X+ + O−H–
Il composto è una base. Si comportano in questo modo tutti gli altri
idrossidi.
NaOH → Na+ + OH–
CuOH → Cu+ + OH–
 Se infine X è un elemento di elettronegatività intermedia, il composto
XOH è un elettrolita anfotero, come, ad esempio l’acqua, nella quale
l’elemento X è appunto l’idrogeno.
11
La teoria di Brønsted e Lowry
La teoria di Arrhenius aveva però dei limiti:
• gli acidi e le basi esistevano solo in acqua
• le uniche basi erano gli idrossidi
Lowry
Brønsted
Nel 1920 il danese Brønsted e l’inglese Lowry proposero una nuova teoria
acido base
L’acido è una sostanza capace di donare uno ione H+ ad un’altra
sostanza; la base è una sostanza capace di accettare uno ione H+
da un acido.
Acidi e basi non sono più vincolati al mezzo acquoso
Un acido può esistere solo in presenza di una base e viceversa
Lo ione H+ non può esistere isolato (si trova ad avere la carica elettrica positiva
concentrata su di una superficie piccolissima e quindi possiede un forte campo
elettrico), perché troppo reattivo, ma può solo passare da un acido ad una base
durante una reazione chimica
12
Gli acidi sono sostanze nella cui molecola vi sia almeno un atomo di idrogeno
legato ad un altro atomo molto elettronegativo
Le basi sono sostanze con almeno una coppia di elettroni non impegnata in
legami: con tale coppia la sostanza formerà un legame covalente dativo
con lo ione H+.
HCl + H2O
acido
HA + B
base
H3O+ + Clacido
BH+ + A-.
base
NH
+ Hacido
2O
base 3
+ + OHNH
base
acido 4
BH+ è l’acido coniugato della base B
A- è la base coniugata dell’acido HA
Due sostanze che differiscono solo per uno ione H+ costituiscono una coppia
coniugata acido – base
Si definisce anfotera una sostanza che si comporta da base in presenza di un acido
e da acido in presenza di una base.
La teoria di Bronsted Lowry ingloba quella di Arrhenius, ampliandola
13
 Un generico composto X−O−H assume un comportamento acido,
basico o anfotero, a seconda che l’elemento X abbia un valore
d’elettronegatività alto, basso o intermedio (più precisamente
maggiore, minore o uguale a quello dell’elettronegatività
dell’idrogeno).
 Negli acidi binari non c’è ossigeno, ma l’idrogeno è direttamente legato
ad un elemento molto elettronegativo con un legame covalente polare. In
presenza di una base tale legame si rompe e l’acido cede lo ione H+ alla
base.
X−H → X– + H+
HCl → Cl– + H+
14
La forza degli acidi e delle basi
La teoria di Arrhenius è superata, tuttavia per semplicità continueremo
ad usarla nella nostra trattazione
Gli acidi e le basi sono elettroliti, misurando la forza con cui si
dissociano ne misuriamo anche la forza come acidi o basi.
•Un acido, o una base, è forte se in acqua dissocia un’alta percentuale
delle sue molecole → l’equilibrio della sua reazione di dissociazione è
spostato a destra → il valore della costante di equilibrio è alto.
•Un acido, o una base, è debole se in acqua dissocia poche molecole →
l’equilibrio della sua reazione di dissociazione è spostato a sinistra → il
valore della costante di equilibrio è basso.
15
Acidi ternari di formula simile, appartenenti ad elementi diversi
HClO, HBrO, HIO
La loro forza è proporzionale all’elettronegatività del non metallo
Più il non metallo attira gli elettroni di legame con l’ossigeno, più
l’ossigeno scarica la sua attrazione sul legame H−O indebolendolo e
rendendo la sostanza facilmente dissociabile.
X—O —H
Acidi ternari di formula diversa, appartenenti allo stesso elemento
H O Cl
Acido
ipocloroso
HClO
H O Cl
O
O
H O Cl O
Acido
cloroso
Acido
clorico
HClO2
HClO3
O
H O Cl O
O
Acido
perclorico
HClO4
16
O
O
H O Cl
H O Cl
Acido
ipocloroso
Acido
cloroso
Acido
clorico
Acido
perclorico
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
O
H O Cl
O
H O Cl
O
O
Gli ossigeni privi di protone (ossia quelli legati al cloro con legame dativo) negli
acidi cloroso, clorico e perclorico attirano gli elettroni del legame col cloro,
abbassando la densità di carica intorno ad esso
In questi composti il cloro attira con maggior forza gli elettroni del legame con
l’ossigeno protonato. Questa forza aumenta con il numero di atomi di ossigeno
legati al cloro (effetto induttivo).
L’ossigeno scarica la sua forza attrattiva sull’idrogeno, rendendo il legame con
esso più polarizzato ed instabile
Il legame OH si
rompe più facilmente
L’acido è più forte
17
La forza degli acidi ternari aumenta all’aumentare dell’elettronegatività del non
metallo e del numero di atomi di ossigeno non protonati che si legano ad esso
HClO > HBrO > HIO
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
Acidi binari
La forza degli acidi binari aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un
periodo e scendendo lungo un gruppo
HI > HBr > HCl > HF
Per gli elementi in alto nel gruppo il legame a ponte di idrogeno stabilizza la
molecola, rendendo l’acido più debole. Inoltre per gli stessi elementi, l’anione
che si forma dalla dissociazione è meno stabile, in quanto avendo un volume più
piccola ha più difficoltà a distribuire la carica negativa rispetto ad un atomo più
18
grande (si pensi alla differenza in volume tra F- ed I-
Idrossidi
Negli idrossidi al diminuire dell’elettronegatività del metallo aumenta la
debolezza del legame M–OH
L’idrossido si dissocerà quindi più facilmente e sarà dunque una base
più forte
La forza degli idrossidi come basi aumenta scendendo lungo un gruppo,
mentre diminuisce spostandosi da sinistra verso destra in un periodo.
KOH > NaOH > LiOH
19
Forza degli acidi e delle basi
Anche per le reazioni acido – base si può scrivere una costante di equilibrio che
misuri quanto una reazione è avvenuta
La forza assoluta di un acido o di una base può invece essere misurata
attraverso la tendenza del composto a cedere o ad acquistare un protone da
una medesima sostanza di riferimento: l’acqua
HNO3
H+ + NO–3

H NO 
Ka 

3
HNO3 
NaOH
Na+ + OH–

Na OH 
Kb 

-
NaOH
20
Kb prende il nome di costante basica
•Per Ka o Kb 1 acidi o basi forti o fortissimi
•Per 1  Ka o Kb  10-4 acidi o basi di media forza
Forza
Acidi forti
Ka prende il nome di costante acida;
Media forza
•Per Ka o Kb 10-4 acidi o basi deboli o debolissimi.
Acido
Ka
HClO4
10?
HBr
10?
H2SO4
10?
HCl
10?
HNO3
24
H3PO3
1.6 10 2
H2SO3
1.2 10 2
HClO2
1.1 10 2
-
-4
HF
6.7 10
HNO2
4.4 10
-4
Acidi deboli
CH3COOH 1.8 10-5
-7
H2CO3
4.510
H2S
1.110
HClO
3.210
H3BO3
6.310
HIO
4.810
-7
-8
-10
-13
21
La dissociazione dell’acqua
L’acqua è un composto anfotero, in quanto presenta sia le caratteristiche
degli acidi, che quelle delle basi
H+ + OH–
H2O
Essa infatti spontaneamente da
luogo alla seguente reazione:
Per la quale è possibile scrivere la
seguente costante di equilibrio:
K

H OH 


–
H2O
L’equilibrio è completamente spostato a sinistra, solo una molecola ogni
107 si dissocia
Poiché la concentrazione molare dell’acqua [H2O] può essere considerata
costante rispetto alle concentrazioni di [H+] e di [OH-],
anche il seguente prodotto può essere considerato costante
K H 2O   H

OH   K
-
w
 10
-14
22
 OH   10
Kw  H

-
Indipendentemente dal valore
assunto da [H+] o da [OH¯] nota
una delle due concentrazioni si
può ricavare l’altra dalle relazioni:
-14
Questa espressione è detta
prodotto ionico dell’acqua e vale
per qualsiasi soluzione acquosa
-14
OH   H  H   OH 
-
10
-14

10

-
L’acqua è quindi anfotera perchè presenta sempre al suo interno quantità
sia pur piccolissime di ioni H+ e OH–
Dalla dissociazione di ogni molecola d’acqua
otteniamo uno ione H+ e uno ione OH–
Nell’acqua pura abbiamo allora che:
H+ + OH–
H2O
H   OH  

-
10-14  10-7
23
Soluzioni acide, neutre e basiche. Il pH
Le concentrazioni di H+ e OH– sono legate matematicamente dal prodotto
ionico dell’acqua; per caratterizzare le proprietà acido – base di una
soluzione è sufficiente quindi indicare una sola delle due concentrazioni
Per convenzione si è scelto la concentrazione di H+
Soluzione acida [H+][ OH–] e [H+]10-7
Soluzione neutra [H+]=[ OH–] e [H+]=10-7
Soluzione basica [H+][ OH–] e [H+]10-7
Per evitare l’uso delle potenze negative di 10, nella misura della [H+] di una
soluzione si usa una scala logaritmica
Si definisce logaritmo in base 10 di un numero X la potenza da dare a 10
per avere X
Se Log10 X = a allora 10a = X
Ovvero Log10 10-7 = -7
Log10 10-14 = -14 e Log10 1 = 0
24
I logaritmi si usano per evitare di utilizzare numeri
esponenziali quando si hanno grandezze con un’ampia
variazione.
Si definisce pH di una
soluzione il logaritmo
cambiato di segno della
sua concentrazione
idrogenionica
 
pH   log 10 H

Soluzione acida pH<7
Soluzione neutra pH=7
Soluzione basica pH>7
Soluzione
pH
Soluzione 1M di HCl
0
Succo gastrico
1.4
Succo di limone
2.3
Aceto
3
Piogge acide
3.4
Coca Cola
3.8
Succo di pomodoro
4.2
Caffè
4.5
Urina
6.2
Latte
6.5
Acqua minerale gassata
6.6
Acqua distillata
7
Sangue
7.4
Acqua di mare
8.5
Sapone neutro
10
pH
[H+]
[ OH-]
soluzione
0
100
10-14
Acida
1
10-1
10-13
Acida
2
10-2
10-12
Acida
3
10-3
10-11
Acida
4
10-4
10-10
Acida
5
10-5
10-9
Acida
6
10-6
10-8
Acida
7
10-7
10-7
Neutra
8
10-8
10-6
Basica
9
10-9
10-5
Basica
10
10-10
10-4
Basica
11
10-11
10-3
Basica
12
10-12
10-2
Basica
13
10-13
10-1
Basica
Ammoniaca
commerciale
11.
8
14
10-14
100
Basica
Soluzione 1M di NaOH
14
25
Il pH si misura attraverso sostanze dette indicatori, che cambiano di colore
a seconda dell’acidità o basicità della soluzione con cui entrano in contatto
Esistono vari indicatori ognuno dei quali è utilizzato per misurare uno specifico
valore di pH, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di colore
pHmetro
Indicatore
universale
tornasole
Esistono
inoltre
apparecchi
elettronici
con
sonda
ad
immersione detti pHmetri
26
Calcolo del pH di una soluzione
Il pH di una soluzione dipende dalla concentrazione degli ioni H+
I vari acidi possono liberare un numero variabile di ioni H+ a seconda del
numero di atomi di idrogeno presenti nella loro formula
Acidi monoprotici liberano uno ione H+ per
molecola (HCl; HClO4; HBr; HNO3 ecc.)
HCl → H++ ClHClO4 → H++ ClO4-
Acidi bioprotici liberano due ioni H+ per
molecola (H2SO4; H2CO3; H2SO3 ecc.)
H2SO4 → 2H++ SO42H2SO3 → 2H++ SO32-
Acidi triprotici liberano tre ioni H+ per
molecola (H3PO4; H3PO3; H3BO3 ecc.)
H3BO3 → 3H++ BO33H3PO3 → 3H++ PO33-
Per gli acidi poliprotici si scrivono tanti equilibri diversi quanti sono gli ioni
H+ ceduti; per ogni equilibrio si definisce una Ka, il cui valore diviene
progressivamente più basso, via via che si sono già ceduti ioni H+.
27
Considerazioni analoghe si possono fare per gli idrossidi, le uniche basi
che considereremo
Basi monoacide liberano uno ione OH¯ per
unità di formula (NaOH, AgOH, CuOH ecc.)
Basi biacide liberano due ioni OH¯ per
unità di formula [Ca(OH)2; Cu(OH)2; ecc.]
Basi triacide liberano tre ioni OH¯ per
unità di formula [Al(OH)3;Fe(OH)3ecc.]
Basi tetracide liberano quattro ioni OH¯
per unità di formula [Pb(OH)4;Sn(OH)4ecc.]
NaOH→ Na++ OHCa(OH)2→ Ca2++ 2OH-
Al(OH)3→ Al3++ 3OHPb(OH)4→ Pb4++ 4OH-
Anche per le basi poliacide si scrivono tanti equilibri diversi quanti sono gli
ioni OH¯ ceduti; per ogni equilibrio si definisce una Kb, il cui valore diviene
progressivamente più basso, via via che si sono già ceduti ioni OH¯.
28
Gli acidi e le basi, possono essere forti o deboli, a seconda del valore
assunto dalla loro Ka o Kb.
Acidi e basi forti o fortissimi si ritiene che siano completamente dissociati
nella soluzione; ovvero per ogni molecola di acido si ottiene uno ione H+,
mentre per ogni unità di formula dell'idrossido si ottiene uno ione OH¯.
Per acidi e basi deboli o di media forza la trattazione è invece più complessa
Per semplicità, nella nostra trattazione considereremo solo acidi monoprotici
forti o fortissimi e basi monoacide forti o fortissime.
Calcoliamo adesso il pH di una soluzione, ricordando che esso è una
grandezza intensiva della soluzione, che dipende solo dalla concentrazione
molare di H+ e non dal quantitativo di soluzione preso in esame
Acidi forti monoprotici: la concentrazione molare di H+ è pari a quella dell’acido
Basi forti monoacide: la concentrazione molare di
OH¯ è pari a quella della base. In questo caso la
concentrazione molare di H+ si ottiene dalla
relazione:
H   OH 

10 -14
-
29
Neutralizzazioni e titolazioni
Un acido reagisce con una base
neutralizzandola e viceversa
Se la reazione avviene in soluzione acquosa
si ottiene un sale e dell’acqua
NaOH + HCl → NaCl + H2O
NaOH → Na+ + OH–
HCl → H+ + Cl–
Utilizziamo solo acidi forti monoprotici e basi forti monoacide
Se in soluzione abbiamo ugual numero di molecole di acido e di unità di
formula di base queste si neutralizzano e la soluzione è neutra (pH=7)
Se le molecole di acido superano quelle della base la soluzione è acida,
con pH tanto minore quanto più l’acido supera la base.
Se invece le molecole della base superano quelle dell’acido la soluzione è
basica, con pH tanto maggiore quanto più la base supera l’acido.
30
Reazioni di neutralizzazione: aggiungiamo un acido ad una soluzione
basica (o viceversa) per spostare il pH verso 7
Titolazioni: le reazioni di neutralizzazione sono impiegate per calcolare
il titolo (concentrazione) incognito di una soluzione acida o basica
Determiniamo ora il titolo incognito di una soluzione di un acido forte
monoprotico, (la concentrazione dello ione H+ è pari a quella
dell’acido)
Prendiamo un volume noto della soluzione da titolare ed
aggiungiamo alcune gocce di un indicatore che vira a pH 7
Con una buretta
aggiungiamo (piccoli)
volumi noti di una
soluzione a titolo noto
(soluzione titolante), fino
a raggiungere pH 7,
(viraggio dell’indicatore)
31
A pH 7 dunque
Ricordiamo che
moli H+ = moli OH¯
moli = volume ● concentrazione
volumeacido● concentrazioneacido= volumebase● concentrazionebase
concentraz ione acido
volume base x concentraz ione base

volume acido
Nella titolazione di una soluzione basica l’espressione diventa:
concentraz ione base
volume acido x concentraz ione acido

volume base
32
Negli esercizi le incognite possono essere anche i volumi
volume base
volume acido x concentraz ione acido

concentraz ione base
volume acido
volume base x concentraz ione base

concentraz ione acido
33
IDROLISI DEI SALI
Molti sali contengono un anione o un catione che possono
reagire con acqua rendendo
le loro soluzioni ACIDE o BASICHE
34
Molti sali reagiscono con l’acqua alterando il suo
rapporto molare tra [H]+ e [OH]-
La soluzione assume un pH > o < di 7
(generalmente è un effetto causato da uno degli ioni del sale)
Come prevedere?
35
Sali provenienti da acidi forti e basi forti
NaCl
NaOH + HCl  NaCl + H2O
Gli ioni Na+ e Cl- presenti in soluzione sono in grado di reagire con l’acqua?
Cl- è una base coniugata tanto debole da non presentare alcuna tendenza a
catturare protoni dalle molecole d’acqua, quindi l’anione Cl- non ha ALCUNA
tendenza a reagire con l’acqua, cioè ad idrolizzare
Cl+ + H2O 
Non influenza il pH della soluzione
(Br-, I-, ClO4-, NO3-)
36
Na+ : ione del gruppo IA; nessuno di questi reagisce con l’acqua. In modo
analogo non reagiscono gli ioni del gruppo IIA tranne il Be2+ (ione di
dimensione molto piccola e carica molto alta)
In generale, gli ioni metallici non reagiscono con l’acqua
(Li+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Ba2+)
Na+ + H2O  non influenza il pH
I sali formati da un acido forte e da una base forte
non danno idrolisi in soluzione
Il pH sarà uguale a 7, SOLUZIONE NEUTRA
37
Sali di acidi deboli e basi forti
NaC2H3O2 (acetato di sodio)  C2H3O2- + Na+
(NaOH e HC2H3O2)
Na+ : non dà idrolisi, non influenza il pH della soluzione
C2H3O2- : base coniugata di un acido debole
C2H3O2- + H2O 

HC2H3O2 + OH-
REAGISCE CON L’ACQUA
Lo ione acetato influenza il pH della soluzione (OH-),quindi pH
> 7 (SOLUZIONE BASICA)
38
C2H3O2- + H2O 

HC2H3O2 + OH-
Keq = [CH3COOH][OH-] / [CH3COO-][H2O]
Keq [H2O] = KH = [CH3COOH][OH-] / [CH3COO-]
COSTANTE DI IDROLISI
KH = [CH3COOH][OH-] [H+] / [CH3COO-][H+]
KH = Kw / Ka
39
Sali di acidi forti e basi deboli
NH4Cl  NH4+ + Cl-
(NH3 e HCl)
Cl- : non dà idrolisi, non influenza il pH della soluzione
NH4+ : acido coniugata della base debole NH3
NH4+ + H2O 

NH3 + H3O+
REAGISCE CON L’ACQUA
Lo ione ammonio influenza il pH della soluzione (H3O+),quindi
pH < 7 (SOLUZIONE ACIDA)
40
NH4+ + H2O 

NH3 + H3O+
KH = [NH3][H3O+] [OH-]
/ [NH4+] [OH-]
KH = Kw / Kb
41
Sali di acidi deboli e basi deboli
NH4CN  NH4+ + CN-
(NH3 e HCN)
Sia il catione che l’anione hanno la tendenza ad idrolizzare, ma
l’effetto che il sale ha sul pH dipende dalla capacità del catione di
generare H+ rispetto a quella dell’anione di generare OH-
Considerare caso per caso
42
In termini generali:
 Sali di ACIDI FORTI E BASI FORTI
(NaCl, KCl, KNO3, BaI2)
soluzioni neutre
 Sali di ACIDI DEBOLI E BASI FORTI
(Na2CO3, NaHCO3, CH3COONa)
soluzioni basiche
 Sali di ACIDI FORTI E BASI DEBOLI
(NH4Cl, NH4NO3, NH4Br)
soluzioni acide
Sali di ACIDI DEBOLI E BASI DEBOLI
il pH dipende dalla forza relativa dell’acido e della base
(NH4CN, NH4NO2, CH3COONH4)
43