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Variazioni di pH

Variazioni di pH. Definizione pH: Aggiunta all’acqua di: - Acidi e basi forti - Acidi e basi deboli - Sali Soluzioni miste. [H 3 O + ] · [OH - ]. K c =. [ H 2 O] 2. 2 H 2 O H 3 O + + OH -. Kw = [H 3 O + ] · [OH - ] = 1·10 -14. [H 3 O + ] 2 = 1.0 x 10 -14.

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Variazioni di pH

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Presentation Transcript

  1. Variazioni di pH • Definizione pH: • Aggiunta all’acqua di: - Acidi e basi forti - Acidi e basi deboli - Sali • Soluzioni miste

  2. [H3O+] · [OH-] Kc = [H2O]2 2 H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+] · [OH-] = 1·10-14 [H3O+]2 = 1.0 x 10-14 [H3O+] = [OH-] = 1·10-7 a 25°C

  3. pH • La concentrazione di H3O+ determina caratteristiche importanti nelle soluzioni acquose. • Piuttosto che esprimere la [H+] con numeri molto piccoli conviene descriverla in termini di pH, definito come: pH = - log [H+] = log 1/[H+] da cui [H+] = 10 -pH • Per pH elevati si hanno pochi idrogenioni. • Se si aumenta di una unità il valore del pH, la concentrazione [H+] diminuisce 10 volte. • A [H+] > 1 M il pH è negativo

  4. L’abbondanza dell’ossigeno L’origine stellare degli elementi determina una elevata concentrazione di idrogeno, carbonio e ossigeno (soprattutto nelle rocce) sul pianeta. Ciò sta all’origine della diffusione di certe molecole. (H-O)- (O-H)- (O-H) Al+++ │ = S = │ O O (H-O)- (O-H) Idracidi (acidi) Idrossidi (basici) Al(OH)3 H2SO4

  5. 0 ≤ pH ≥ 14 Scala del pH pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-] pH + pOH = pKw = 14 Es.: Se la [H+] in soluzione acquosa = 0.001 = 10-3  pH = -log 10-3 = 3 e pOH = pKw – pH = 14 – 3 = 11

  6. Misura del pH • Il pH può essere misurato con opportuni apparecchi (pHmetro) • L’aranciata ha pH 3.5, quindi • L’acqua pura ha pH = 7, quindi

  7. Il potere solvatante dell’acqua (H-O)- (O-H)- (O-H) Al+++ │ = S = │ O O (H-O)- (O-H) Idracidi (acidi) Idrossidi (basici) Al(OH)3 H2SO4

  8. Il potere solvatante dell’acqua (H-O)- H+ O- (O-H)- │ = S = │ Al+++ O O O- H+ (H-O)- Idracidi (acidi) Idrossidi (basici) Al(OH)3 H2SO4

  9. Per basi forti  concentrazione base = [OH-] pH = 14 - pOH Acidi e basi forti: calcolo pH • Un acido forte è tutto ionizzato, quindi il pH può essere calcolato direttamente dalla concentrazione dell’acido. • Es. HCl 0.1 M

  10. Quando [CA] < 5.10-7 pH = -log CA CA2+ 4Kw 2 CALCOLO DEL pH PER SOLUZIONI DI ACIDO FORTE Se [acido forte] = [CA] >5.10-7 pH = pCA Es.: calcolare il pH di una soluzione 10 mM di HCl. [HCl] = CA = 10-2 M pH = pCA = -log 10-2 = 2 [H+] = concentrazione dell’acido N.B. nell’esempio è trascurabile il contributo in H+ dato dalla autodissociazione dell’acqua (= 10-7) H+ acido = 0.01 H+ acqua = 0.0000001 H+ tot = 0.0100001

  11. CALCOLO DEL pH PER SOLUZIONI DI ACIDO DEBOLE pH = pKa + pCA 2 Es.: calcolare il pH di una soluzione 10 mM di acido acetico (Ka = 1.75 . 10-5; pKa = 4.76) [Ac. acetico] = CA = 10-2 M pH = (4.76 + 2)/2 = 3.38 [H3O+] = √Ka x Ca

  12. Acidi e basi deboli: calcolo pH Il calcolo come in ogni equilibrio Per acido acetico = 0.10 M, Ka = 1,8 x 10-5 M X2 + KaX – Ka* 0,10M = 0

  13. pH = pKa + pCA 2 [H3O+] = √Ka x Ca Acidi e basi deboli: calcolo pH X<< 0.10 M

  14. LA SEMPLIFICAZIONE: CA – X = CA NON CORRETTA [H+] = -Ka  Ka2 + 4Ka . CA 2 Solo una delle due soluzioni matematiche ha significato chimico e viene considerata valida. Acidi e basi deboli: calcolo pH se X > 5% CA o se X vicino a 10-7 M Occorre considerare anche il contributo degli H+ derivanti dalla autodissociazione dell’H2O

  15. [OH-] = √Kb x Cb [H3O+] = √Ka x Ca

  16. Acidi poliprotici O -- H O - O - O = C O = C O = C O -- H O -- H O - ACIDI CHE NELLA LORO MOLECOLA CONTENGONO PIU’ DI UN PROTONE CEDIBILE AD UNA BASE Ac. Generico: AH2 AH2 AH- + H+ Ka1 = ([AH-][H+]) / [AH2] costante di 1a dissoc. AH- A2- + H+ Ka2 = ([A2-][H+]) / [AH-] costante di 2a dissoc. N.B. Ka1 >> Ka2 pKa1 < pKa2 • acido carbonico H2CO3 H2CO3 HCO3- + H+ Ka1 = 4.3 .10-7pKa1 = 6.37 HCO3- CO32- + H+ Ka2 = 5.6 .10-11pKa2 = 10.25 H+ H+ carbonato Ac. carbonico Ione bicarbonato

  17. Acidi poliprotici H2CO3  HCO3- + H+ HCO3- CO32- + H+ Ka1 = 4.3 .10-7 M pKa1 = 6.37 Ka2 = 5.6 .10-11 M pKa2 = 10.25 H2CO3 + 2H2O  CO32- + 2 H3O+

  18. O O O O H+ H+ H+ P P P P H-O H-O H-O - O O-H O - O - O - O-H O-H O - O - • acido fosforico H3PO4 H3PO4 H2PO4- + H+ pKa1 = 2.12 H2PO4- HPO42- + H+ pKa2 = 7.21 HPO42- PO43- + H+ pKa2 = 12.67 Ac. fosforico Diidrogeno fosfato Idrogeno fosfato Fosfato

  19. pKa acidi poliprotici

  20. PROPRIETA’ ACIDO-BASE DEI SALI: IDROLISI SALINA ALCUNI SALI DISSOLTI IN ACQUA PRODUCONO UN AUMENTO O UNA DIMINUIZIONE DEL pH. SALE (CATIONE-ANIONE) Meccanismo generale: C+A- 100 % DISSOCIAZIONE ? ? H+ + COH C+ A- AH + OH- base acido H2O H2O

  21. PROPRIETA’ ACIDO-BASE DEI SALI: IDROLISI SALINA 4 casi Sale neutro (derivante da acido forte nessuna variazione di pH e base forte) Sale basico (derivante da acido debole aumento del pH e base forte) Sale acido (derivante da acido forte diminuzione del pH e base debole) Sale (derivante da acido debole può dare aumento o diminuzione del base debole) pH, a seconda della forza relativa della base e dell’acido in cui si dissocia

  22. Sale neutro NaCl Base debolissima (base coniugata di un acido forte) Acido debolissimo (acido coniugato di una base forte) Na+ Cl- NaOH HCl OH- H+ H2O

  23. Sale basico K2HPO4 Acido debolissimo (acido coniugato di una base forte) Base forte (base coniugata di un acido debole) 2 K+ HPO42- KOH H2PO4- H3PO4 H+ OH- H+ H2O Aumento del pH

  24. Basicità e acidità di cationi ed anioni - * * Cationi di metalli piccoli e con alta carica legano fortemente molecole d’acqua, indeboliscono il legame O-H con effetti acidi

  25. H2O + Cl- OH- + HCl Sali come acidi e basi • Calcolo del pH. • Es. cloruro di ammonio 0,15 M. pH? NH4Cl  NH4+ + Cl-

  26. Formule • Acidi/basi forti • Acidi/basi deboli • Idrolisi di Sali Ca= conc. Acido Cs= conc. sale

  27. pH pH pH di soluzioni miste Acido (o base) + sale “coniugato” CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ + CH3COONa NH3+ H2O  NH4+ + OH- NH4Cl

  28. 3.45 3.15 Equazione di Henderson-Hasselbach • Ad una soluzione di HF 0.20 M si aggiunge NaF=0.10 M. pH? NB. La concentrazione della base [F-] all’equilibrio è uguale a quella del sale (tutto dissociato) ed è >> ad F- derivato dalla dissociazione di HF. • La concentrazione dell’acido HF all’equilibrio è uguale a quella iniziale (tutto indissociato)

  29. Caso particolare • Se la concentrazione di acido = base • allora il pH = pKa

  30. TAMPONI È detta soluzione tampone una miscela di sostanze in grado di contenere grandi variazioni di pH all’aggiunta di un acido o di una base Costituzione: Acido debole + un suo sale con base forte Base debole + un suo sale con acido forte

  31. H2O A- + H+ AH A- + H+ AH Equivalenti di OH- aggiunti   Equivalenti di H+ aggiunti Sistema tampone costituito da un acido debole e dalla sua base coniugata OH- H+

  32. Capacità (Potere) tampone 8.2 Quantità di acido o base che può essere aggiunta senza che il tampone perda la sua capacità di opporsi a modificazioni del pH. 7.0 6.8 pH=pKa= 6.6 • = DOH- (o DH+)/DpH è tanto più forte quanto più il pH è vicino al pKa dell’acido debole b1 = 0.2/(6.8-6.6)= 0.2/0.02= 10 b2 = 0.2/(8.2/7.0)= 0.2/1.2 = 0.17 (e naturalmente dipende dalle concentrazioni delle specie tamponanti) 0.2 eq. OH- 0.2 eq. OH- Equivalenti di OH- aggiunti   Equivalenti di H+ aggiunti

  33. Per aggiunte relativamente piccole di acido o base forte il sistema tampone funziona bene nel range di pH: (pK –1) < pH < (pK +1) pH pK +1 pK pK -1 pH di una soluzione tampone ? Equivalenti di OH- aggiunti   Equivalenti di H+ aggiunti

  34. Acido debole + sale coniugato Base debole + sale coniugato

  35. Tamponare il pH dei liquidi biologici è estremamente importante Ad esempio variazioni del pH ematico di solo 0.1 unità di pH (rispetto al suo optimum che è di 7.36) portano a stati patologici (acidosi o alcalosi). Variazioni di 0.4-0.6 unità sono fatali.

  36. Rappresentazione schematica dei principali costituenti chimici del plasma ematico e del liquido cellulare pH di alcuni liquidi biologici Cl-

  37. Tamponi inorganici di interesse fisiologico

  38. La coppia HPO42-/H2PO4- è ottimale per tamponare intorno al pH intracellulare Buffering range pH intracellulare

  39. pH ematico Buffering range [ A-] [ AH ] pH = pKa + log ( ) [ HCO3-] [ H2CO3 ] 7.4 = 6.4 + log ( ) [HCO3-] [H2CO3] [HCO3-] [H2CO3] log ( ) = 7.4 - 6.4 = 1  = 10 1 Il sistema HCO3-/H2CO3 non sembra essere un buon sistema tampone del sangue pK1= 6.37 Equivalenti di OH- aggiunti

  40. CO2 (g) polmoni H2O + CO2 1 10 H2CO3 HCO3- +H+ reni HCO3-

  41. CO2 (g) polmoni iperventilazione H2O + CO2 H+ 1 10 H2CO3 HCO3- +H+ riassorbimento reni HCO3-

  42. CO2 (g) polmoni ipoventilazione H2O + CO2 OH- H2O 1 10 H2CO3 HCO3- +H+ escrezione reni HCO3-

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