acido

Acidi e Basi: Teoria di Arrhenius (fine 1800)
Definisce acido una sostanza HA, contenente idrogeno, che in soluzione
acquosa è in grado di dissociare ioni H +
Definisce base una sostanza MOH, contenente gruppi idrossi (OH), che
in soluzione acquosa è in grado di dissociare ioni OH -
Normalmente:
Acido + acido non reagiscono
Base + base non reagiscono
Acido + base reagiscono: si parla di NEUTRALIZZAZIONE

Acidi e Basi: Teoria di Broensted e Lowry (1923)
Definisce acido una sostanza donatrice di protoni (H + )
Definisce base una sostanza accettrice di protoni (H + )
+ -
Acido
Base
Non si fa più riferimento:
1) All’acqua come solvente
2) Al processo di dissociazione
3) Alla presenza di ioni idrossido

Gli acidi di Arrhenius sono anche acidi di Broensted?
Si riconsiderino le seguenti reazioni acido-base:
1)
+ -
Acido
Base
2)
Acido
Base
Le basi di Arrhenius sono anche basi di Broensted?
NaOH (aq)
Na + (aq) + OH- (aq)
OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
2 H 2
O (l)
Base
Acido

Esistono basi di Broensted che non sono basi di Arrhenius?
Base
Acido

Acido 1
Base 2
Acido 2
Base 1
Donatore di H + Accettore di H + Donatore di H + Accettore di H +
Coppie coniugate acido/base
E.g.:
Acido 2 Acido 1
Base 1 Base 2
Coppie coniugate acido/base
NaOH/OH - HCl/Cl - NH 4+ /NH 3 H 3 O + /H 2 O H 2 O/OH -

In soluzione acquosa
a) Un acido di Broensted genera ioni H 3 O +
HCl
H 2 O
+
-
b) Una base di Broensted genera ioni OH -
-
+
NH 3
H 2 O
c) Ne risulta una reazione netta di
NEUTRALIZZAZIONE acido-base
OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
2 H 2
O (l)

Per la generica reazione
Acido + Base → Sale (+ H 2 O)
Acido Base Sale ∆H 0 r kJ mol -1
HCl NaOH NaCl -57.1
HCl KOH KCl -57.2
HNO 3 NaOH NaNO 3 -57.3
2 HCl Ba(OH) 2 BaCl 2 2×(-58.2)
il ∆H° r
di neutralizzazione di queste specie sembra essere
indipendente da acido e base, a conferma dell’esistenza, in ogni
caso, della stessa reazione netta di neutralizzazione.

Reazioni Acido-Base NON in Soluzione Acquosa
E.g. 1: In ammoniaca liquida:
NH
+
4 (am)
+ NH
-
2 (am)
Acido Base
2 NH 3(l)
NH 4
+
(am)
+ I - (am)
Acido
Base
NH 3(l)
+ HI (am)
E.g. 2: In fase gassosa:
HCl (g)
+ NH 3(g)
Acido
Base
NH 4
Cl (s)
BF 3(g)
+ NH 3(g)
Acido
Base
NH 3
BF 3(s)

Acidi e Basi: Teoria di Lewis
Definisce acido una sostanza accettice di una coppia elettronica
Definisce base una sostanza donatrice di una coppia elettronica
A + :B → A-B
Acido di Lewis Base di Lewis Addotto acido-base
Legame covalente
Acido di Lewis Base di Lewis Addotto acido-base

Acido Base Addotto
H + H 2 O [H-OH 2 ] + = H 3 O +
H + OH - H-OH = H 2 O
H + NH 3 H-NH 3 = NH
+
4
H 2 O O 2- H-O - + OH - = 2 OH -
Dalla tabella si evince che acidi e basi di Broensted
sono anche acidi e basi di Lewis

Equilibri Acido-Base
ACIDO 1
+ BASE 2 BASE 1
+ ACIDO 2
K C
= [BASE 1
][ACIDO 2
]/[BASE 2
][ACIDO 1
]
E.g.:
H 2
O (l)
+ NH 3(aq)
OH - (aq) + NH 4 + (aq)
Acido 1
Base 2
Base 1 Acido 2
K C
= [OH - ][NH 4+
]/[NH 3
][H 2
O]
CH 3
COOH (aq)
+ H 2
O (l)
CH 3
COO - (aq) + H 3 O+ (aq)
Acido 1 Base 2
Base 1 Acido 2
K C
= [CH 3
COO - ][H 3
O + ]/[CH 3
COOH][H 2
O]
H 2
O (l)
+ H 2
O (l)
OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
H 2
O e’ anfiprotica, autoionizza.
Acido 1
Base 2
Base 1
Acido 2
(non è l’unica specie)
K C
= [OH - ][H 3
O + ]/[H 2
O] 2

Equilibri di Autoionizzazione
E.g. 1:
NH 3(l)
+ NH 3(l)
NH 4
+
(am)
+ NH 2
-
(am)
Base 2
Acido 1
Acido 2
Base 1
E.g. 2:
CH 3
COOH (l)
+ CH 3
COOH (l)
CH 3
COO - (ac) + CH 3 COOH 2 + (ac)
Acido 1
Base 2
Base 1 Acido 2
E.g. 3:
Al(OH) 3
+ Al(OH) 3 Al(OH) 4
-
+ Al(OH) 2
+
Acido 1 Base 2
Base 1 Acido 2

Prodotto Ionico dell’Acqua
H 2
O (l)
+ H 2
O (l)
OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
K C
= [OH - ][ H 3
O + ]/[H 2
O] 2
In soluzioni acquose diluite, [H 2
O] è ca. costante. Ne consegue:
[H 2
O] = mol(H 2 O)/V(H 2 O) = [g(H 2 O)/PM(H 2 O)]/V(H 2 O) =
= [1000 g/(18 g mol -1 )]/1L = 55.5 mol L -1
Si definisce COSTANTE di AUTOIONIZZAZIONE dell’ACQUA la grandezza K w :
K W
= K C
[H 2
O] 2 = [OH - ][H 3
O + ] = 1.0×10 -14 M 2 a 25 °C
pK W
= - log K W
= - log (1.0×10 -14 ) = 14.00
T, °C 0 25 40 60
K W , M 2 0.115×10 -14 1.008×10 -14 2.95×10 -14 9.5×10 -14

Costanti di Ionizzazione Acida
HA (aq)
+ H 2
O (l)
H 3
O + (aq) + A- (aq)
K C = [A - ][H 3 O + ]/[HA][H 2 O]
se [H 2 O] ca. costante:
K A = K C [H 2 O] = [A - ][H 3 O + ]/[HA] COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA
E.g. 1:
CH 3
COOH (aq)
+ H 2
O (l)
H 3
O + (aq) + CH 3 COO- (aq)
K A = [CH 3 COO - ][H 3 O + ]/[CH 3 COOH] = 1.8×10 -5 M
pK A = - log(K A ) = - log (1.8×10 -5 ) = 4.74
E.g. 2:
HCN (aq)
+ H 2
O (l)
H 3
O + (aq) + CN- (aq)
K A = [CN - ][H 3 O + ]/[HCN] = 4.9×10 -10 M pK A = 9.31

K A pK A Composto
Forza dell’acido
Libera più H 3 O +
10 -2 2.00 HClO 2
1.8×10 -5 4.74 CH 3 COOH
3.0×10 -8 7.53 HClO
4.9×10 -10 9.31 HCN
K A alta (10 5 -10 2 ) pK A bassa acido forte
K A bassa (10 -2 -10 -10 ) pK A alta acido debole

Costanti di Ionizzazione Basica
B (aq)
+ H 2
O (l)
OH - (aq) + BH+ (aq)
K C = [OH - ][HB + ]/[B][H 2 O]
se [H 2 O] ca. costante:
K B = K C [H 2 O] = [OH - ][HB + ]/[B] COSTANTE DI IONIZZAZIONE BASICA
E.g. 1:
CH 3
NH 2(aq)
+ H 2
O (l)
OH - (aq) + CH 3 NH 3 + (aq)
K B = [CH 3 NH 3+ ][OH - ]/[CH 3 NH 2 ] = 3.6×10 -4 M
pK B = - log(K B ) = 3.44

Forza della base
C 6 H 5 NH 2
K A pK B Composto
4.3×10 -10 9.37
Libera più OH -
3.6×10 -4 3.44 CH 3 NH 2
1.8×10 -5 4.75 NH 3
K B alta (10 5 -10 2 ) pK B bassa base forte
K B bassa (10 -2 -10 -10 ) pK B alta base debole

Relazione tra Acidi e Basi Coniugati
1. Reazione Basica dell’Ammoniaca, NH 3
NH 3(aq)
+ H 2
O (l) NH 4
+
(aq)
+ OH - (aq)
K B = [NH 4+ ][OH - ]/[NH 3 ]
2. Reazione Acida dello Ione Ammonio, NH 4
+
NH
+
NH 3(aq)
+ H 3
O + 4 (aq)
+ H 2
O (l) (aq)
K A = [NH 3 ][H 3 O + ]/[NH 4+ ]
3. K A × K B = [NH 3 ][H 3 O + ]/[NH 4+ ] × [NH 4+ ][OH - ]/[NH 3 ] = [H 3 O + ][OH - ] = K W
K A × K B = K W
per qualsiasi coppia coniugata acido/base
log (K A × K B ) = log (K A ) + log (K B ) = log (K W )
pK A + pK B = pK W = 14.00
E.g.: pK B (NH 3 ) = 4.75 pK A (NH 4+ ) = 14.00 – 4.75 = 9.25
pK A (CH 3 COOH) = 4.74
pK A (HIO) = 10.65
Ovvero:
● Lo ione ammonio è un acido debole
● E’ più debole di CH 3 COOH, ma più forte di HIO

Qual è il significato della relazione K A × K B = K W ?
Quanto più forte è un acido, tanto più debole è la sua base coniugata.
Quanto più forte è una base, tanto più debole è il suo acido coniugato.

Acidi e Basi Forti in Soluzione Acquosa
HA (aq)
+ H 2
O (l) H 3
O + (aq) + A- (aq) Completa K A → ∞
B (aq)
+ H 2
O (l) OH - (aq) + BH+ (aq) Completa K B → ∞
Acidi forti in soluzione acquosa
Nome
Formula
Acido Nitrico HNO 3
Acido Cloridrico HCl
Acido Bromidrico HBr
Acido Iodidrico HI
Acido Perclorico HClO 4
Acido Solforico H 2 SO 4 *
* Completa solo la I dissociazione
Basi forti in soluzione acquosa
Gruppo Composto Formula
I Idrossidi NaOH, KOH
Ossidi
Na 2 O
Ammidi KNH 2
II Idrossidi * Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2
Ossidi CaO, BaO
Ammidi Ca(NH 2 ) 2
* Be escluso

Acidi e Basi Deboli in Soluzione Acquosa
Acidi: Inorganici [O n E(OH) m ] ed Organici (RCOOH)
Quasi tutti con K A

Acidi e Basi Deboli in Soluzione Acquosa
Basi: Basi organiche all’azoto: RNH 2 , R 2 NH, R 3 N
Quasi tutte con K B

L’elettronegatività
dell’atomo
legato all’idrogeno acido influenza
il grado di l’acidità dell’acido

Scala di pH
pH = – log [H 3 O + ]
Basso pH ≡ alta concentrazione [H 3 O + ] Alto pH ≡ bassa concentrazione [H 3 O + ]
-1 0 7 14 15
pOH = – log [OH - ]
Alto pOH ≡ bassa concentrazione [OH-] Basso pOH ≡ alta concentrazione [OH - ]
15
14
7
0
-1
A 25 °C in soluzione acquosa:
K W = [H 3 O + ][OH - ] = 10 -14 M 2 log K W = log [H 3 O + ] + log[OH - ] pH + pOH = 14
pOH
pH < 7 pH > 7
7
0
pOH > 7
pOH < 7 14
7
14 ACIDO NEUTRO BASICO
0
pH

pH di Soluzioni Acquose di Acidi Forti
X -
HX (aq)
+ H 2
O (l)
H 3
O + (aq) + X- (aq)
Completa
K A → ∞
H 3 O +
H 2
O (l)
+ H 2
O (l)
OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
K W = [H 3 O + ][OH - ] = 10 -14 M 2
[H 3 O + ] Acqua ≈ 10 -7 M
Se [H 3 O + ] HX >> [H 3 O + ] Acqua ≈ 10 -7 M
[H 3 O + ] TOT ≈ [H 3 O + ] HX = z [HX] 0
[HX] 0 = concentrazione iniziale di acido
z = numero di moli di H 3 O + dissociate (per mole di reagente)
pH = -log (z [HX] 0 )
1a
Acidi forti non diluitissimi

pH di Soluzioni Acquose di Basi Forti
B (aq)
+ H 2
O (l) OH - (aq) + BH+ (aq) Completa K B → ∞
H 2
O (l)
+ H 2
O (l)
OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
K W = [H 3 O + ][OH - ] = 10 -14 M 2
[OH - ] Acqua ≈ 10 -7 M
Se [OH - ] B >> [OH - ] Acqua ≈ 10 -7 M
[OH - ] TOT ≈ [OH - ] B = z [B] 0
[B] 0 = concentrazione iniziale di base
z = numero di moli di OH - dissociate (per mole di reagente)
pOH = -log (z [B] 0 )
1b
pH = 14 - pOH
Basi forti non diluitissime

pH di Soluzioni Acquose di Acidi Deboli Monoprotici
HA (aq)
+ H 2
O (l) H 3
O + (aq) + A- (aq) K A = [A - ][H 3 O + ]/[HA]
H 3 O + A -
HA
H 2
O (l)
+ H 2
O (l)
OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
K W = [H 3 O + ][OH - ] = 10 -14 M 2
[H 3 O + ] TOT
= [H 3 O + ] HA
+ [H 3 O + ] Acqua
1 a approssimazione: [H 3 O + ] HA >> [H 3 O + ] Acqua [HA] 0 ≥ 10 -6 M
2 a approssimazione: [HA] eq ≈ [HA] 0 K A
≤ 10 -4 M
K A
=[A - ][H 3 O + ] TOT
/[HA] ≈ [A - ][H 3 O + ] HA
/[HA] 0
= [H 3 O + ] 2 /[HA] 0
[H 3 O + ] = ([HA] 0
K A
) 1/2
pH = -log([HA] 0
K A
) 1/2 = -1/2 log([HA] 0
) + 1/2 pK A
2a
Acidi deboli concentrati con K A
non molto alta (< 10 -4 )

pH di Soluzioni Acquose di Basi Deboli Monoprotiche
B (aq)
+ H 2
O (l) OH - (aq) + BH+ (aq) K B = [BH + ][OH - ]/[B]
H 2
O (l)
+ H 2
O (l) OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
K W = [H 3 O + ][OH - ] = 10 -14 M 2
[OH - ] TOT
= [OH - ] B
+ [OH - ] Acqua
1 a approssimazione: [OH - ] B >> [OH - ] Acqua [B] 0 ≥ 10 -6 M
2 a approssimazione: [B] eq ≈ [B] 0 K B ≤ 10 -4 M
K B =[BH + ][OH - ] TOT /[B] ≈ [BH + ][OH - ] B /[B] 0 = [OH - ] 2 /[B] 0
[OH - ] = ([B] 0 K B ) 1/2
pOH = -log([B] 0 K B ) 1/2 = -1/2 log([B] 0 ) + 1/2 pK B
pH = 14.00 + 1/2 log([B] 0 ) - 1/2 pK B
2b
Basi deboli concentrate con K B non molto alta (< 10 -4 )

[H 3 O + ] = (C 0 K A ) 1/2
K A 10 -2 10 -4 10 -6 10 -8 10 -10
C 0
1 10 -1 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5
10 -2 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5 10 -6
10 -4 10 -3 10 -4 10 -5 10 -6 10 -7
10 -6 10 -4 10 -5 10 -6 10 -7 10 -8
Non vale la 2 a approssimazione:
[HA] 0 – [H 3 O + ] HA ≠ [HA] 0
Non vale la 1 a approssimazione:
[H 3 O + ] HA ~ [H 3 O + ] Acqua

Acidi Poliprotici
H 2
A (aq)
+ H 2
O (l)
HA - (aq) + H 3 O+ (aq) K A1 = [H 3 O + ][HA - ]/[H 2 A]
HA - (aq) + H 2 O (l) A 2- (aq) + H 3 O+ (aq) K A2 = [H 3 O + ][A 2- ]/[HA - ]
H 2
A (aq)
+ 2 H 2
O (l) A 2- (aq) + 2 H 3 O+ (aq)
K ATOT = K A1 × K A2 = [H 3 O + ] 2 [A 2- ]/[H 2 A]
Acido Formula pK A1 pK A2 pK A3
Solforico H 2 SO 4 Forte 1.92
Ossalico (COOH) 2 1.23 4.19
Solforoso H 2 SO 3 1.81 6.91
Fosforoso H 3 PO 3 2.00 6.59
Fosforico H 3 PO 4 2.12 7.21 12.67
Tartarico C 4 H 6 O 6 3.22 4.82
Carbonico H 2 CO 3 6.37 10.25
Solfidrico H 2 S 6.88 14.15
pK A1 < pK A2 < pK A3

Sali
Si definisce SALE un composto, spesso ionico, ottenibile almeno
formalmente dalla reazione di neutralizzazione di un acido con una base
HCl + NaOH
Acido Base
NaCl + H 2
O
Sale
H 2
SO 4
+ Ca(OH) 2
Acido Base
CaSO 4
+ 2 H 2
O
Sale
In generale, la dissociazione elettrolitica di un sale in acqua è del tipo:
AB (s)
H 2
O (l) Elettrolita forte: K → ∞
A + (aq) + B- (aq)
Elettrolita debole: K finita (tipicamente

I CASO: NaCl in acqua
H 2
O (l)
NaCl (s)
Na + (aq) + Cl- (aq)
a) Comportamento acido di Na + : Na + (aq) + 2 H 2 O (l) NaOH (aq)
+ H 3
O + (aq)
K A (Na + ) = [H 3 O + ][NaOH]/[Na + ] × [OH - ]/[OH - ] = K W [NaOH]/[Na + ][OH - ] = K W /K B (NaOH)
K B (NaOH) → ∞
K + A (Na ) = 0
b) Comportamento basico di Cl - : Cl - (aq) + H 2 O (l) HCl (aq)
+ OH - (aq)
K B (Cl - ) = [OH - ][HCl]/[Cl - ] × [H 3 O + ]/[H 3 O + ] = K W [HCl]/[Cl - ][H + ] = K W /K A (HCl)
K A (HCl)→ ∞
K B (Cl - ) = 0
NaCl [in realtà: Na + (aq) + Cl - (aq)] dà soluzione acquosa neutra

II CASO: NaF in acqua
H 2
O (l)
NaF (s)
Na + (aq) + F- (aq)
Comportamento basico di F - : F - (aq) + H 2 O (l) HF (aq)
+ OH - (aq)
K B (F - ) = [OH - ][HF]/[F - ] × [H 3 O + ]/[H 3 O + ] =
B 3 3
= K W [HF]/[F - ][H 3 O + ] = K W /K A (HF) = 10 -14 /10 -4 = 10 -10 M
F - è una base debole di K B = 10 -10 M K A (HF) × K B (F - ) = K W = 10 -14 M 2
NaF in acqua dà IDROLISI BASICA e soluzione basica.

III CASO: NH 4 Cl in acqua
H 2
O (l)
NH 4
Cl (s)
NH 4
+
(aq)
+ Cl - (aq)
Comportamento acido di NH 4+ : NH
+
4 (aq)
+ H 2
O (l) NH 3(aq)
+ H 3
O + (aq)
K 4+ + 4+ - - A (NH ) = [H 3 O ][NH 3 ]/[NH ] × [OH ]/[OH ] =
= K W [NH 3 ]/[NH 4+ ][OH - ] = K W /K B (NH 3 ) =10 -14 /10 -5 = 10 -9 M
NH 4+ è un acido debole di K A = 10 -9 M K B (NH 3 ) × K A (NH 4+ ) = K W = 10 -14 M 2
NH 4 Cl in acqua dà IDROLISI ACIDA e soluzione acida.

IV CASO: NH 4 F in acqua
H 2
O (l)
NH 4
F (s)
NH 4
+
(aq)
+ F - (aq)
Ho una soluzione 1:1 = NH 4+ : F -
NH 4+ -9 è un acido di forza K A = K W /K B (NH 3 ) = 10 M
F - è una base di forza
K B = K W /K A (HF) = 10 -10 M
Ho competizione tra acido debole e base (un po’ più) debole:
NH 4 F in acqua dà soluzioni debolmente acide

Soluzioni Tampone
Si definiscono SOLUZIONI TAMPONE quelle soluzioni tali che per diluizione o
piccole aggiunte di acido o base forte non cambiano sensibilmente il pH.
Si preparano miscelando:
Acido debole + suo sale in rapporto di concentrazione nell’intervallo 0.1-10
Base debole + suo sale in rapporto di concentrazione nell’intervallo 0.1-10
Per capirne il comportamento, si consideri l’equilibrio:
HA (aq)
+ H 2
O (l)
H 3
O + (aq) + A- (aq)
K A = [A - ][H 3 O + ]/[HA]
log K A
= log[A - ]/[HA] + log[H 3
O + ]
pK A
= - log [A - ]/[HA] + pH
pH = pK A - log [HA] eq /[A - ] eq
Equazione di Henderson-Hasselbach

Si considerino i due equilibri presenti simultaneamente in soluzione acquosa:
HA (aq)
+ H 2
O (l) H 3
O + (aq) + A- (aq)
A - (aq) + H 2 O (l) HA (aq)
+ OH - (aq)
pH i = pK A - log [HA] 0 /[A - ] 0
a) AGGIUNTA di [OH - ]:
HA (aq)
+ OH - (aq) A - (aq) + H 2 O (l)
scompare HA, compare A -
K = [A - ]/[HA][OH - ] = K A /K W >> 1 (10 4 – 10 10 )
pH - - - f = pK A – log ([HA] 0 – [OH ])/([A ] 0 + [OH ])
b) AGGIUNTA di [H 3 O + ]:
A - (aq) + H 3 O+ (aq) HA (aq)
+ H 2
O (l)
scompare A - , compare HA
K = 1/K A >> 1 (10 4 – 10 10 )
pH f = pK A – log ([HA] 0 + [H 3 O + ])/([A - ] 0 - [H 3 O + ])
c) AGGIUNTA di H 2 O:
pH f = pK A – log[n HA /V]/[n A- /V] = pK A – log n HA /n A-

La presenza di HF contrasta in
parte l’aggiunta di base: il pH
aumenta di poco
La presenza di F - contrasta in
parte l’aggiunta di acido: il pH
diminuisce di poco

Titolazione di Acido Forte con Base Forte
Si supponga di dover stimare la variazione di pH in 100 mL di HCl 0.1
M per aggiunta graduale di NaOH 0.1 M. In soluzione, hanno luogo:
HCl (aq)
+ H 2
O (l)
H 3
O + (aq) + Cl- (aq)
NaOH (aq)
Na + (aq) + OH- (aq)
OH - (aq) + H 3 O+ (aq)
2 H 2
O (l)
K = (K -1 14 -2
W ) = 10 M
1) V(NaOH) = 0 mL
[H 3 O + ] = 0.1 M pH = 1
2) V(NaOH) = 10 mL
n(H 3 O + ) = n 0 (H 3 O + ) – n(OH - ) = C 0 (H 3 O + )V(HCl) - C 0 (OH - )V(NaOH) =
= 0.1×100 mmol – 0.1×10 mmol = 9 mmol
V TOT = V 0 + V(NaOH) = 110 mL
[H 3 O + ] = n(H 3 O + )/V TOT = 9/110 = 0.0818 M pH = 1.09

3) V(NaOH) = 20 mL
n(H 3 O + ) = n 0 (H 3 O + ) – n(OH - ) = C 0 (H 3 O + )V(HCl) - C 0 (OH - )V(NaOH) =
= 0.1 × 100 mmol – 0.1 × 20 mmol = 8 mmol
V TOT = V 0 + V(NaOH) = 120 mL
[H 3 O + ] = n(H 3 O + )/V TOT = 8/120 = 0.0667 M pH = 1.18
4) V(NaOH) < 100 mL
n(H 3 O + ) = n 0 (H 3 O + ) – n(OH - ) = C 0 (H 3 O + )V(HCl) - C 0 (OH - )V(NaOH) =
= 0.1× 100 mmol – 0.1 × V(NaOH) mmol
V TOT = 100 + V(NaOH) mL
[H 3 O + ] = n(H 3 O + )/V TOT = [10 - 0.1 × V(NaOH)]/[100 + V(NaOH)]

V(NaOH), mL [H 3 O + ], M pH
0 0.1 1.00
10 0.0818 1.09
20 0.0667 1.18
30 0.0538 1.27
40 0.0428 1.37
50 0.0333 1.48
60 0.0250 1.60
Acido
70 0.0176 1.75
80 0.0111 1.95
90 0.0053 2.28
95 2.56 × 10 -3 2.59
99 5.02 × 10 -4 3.30
99.9 5.00 × 10 -5 4.30
100 10 -7 7.00
Neutro
100.1 5.00 × 10 -5 * 9.70
101 5.00 × 10 -4 * 10.70
* [OH - ] 110 4.76 × 10 -3 * 11.78 Basico
In eccesso di OH - :
[OH - ] = n(OH - )/V TOT = [C(OH - ) V(NaOH) - 0.1 × 100]/[100 + V(NaOH)]

CURVA di TITOLAZIONE
di ACIDO FORTE con
BASE FORTE
pH
pH = 7.00
Punto di
Equivalenza
mL NaOH
Curva di titolazione di 40 mL di HCl 0.1 M mediante NaOH 0.1 M.
Il pH aumenta gradualmente nelle regioni prima e dopo il punto di equivalenza,
in modo brusco in prossimità del punto di equivalenza. Al punto di
equivalenza, raggiunto dopo l’aggiunta di 40 mL di NaOH 0.1 M, il pH della
soluzione è 7.

CURVA di TITOLAZIONE
di BASE FORTE con
ACIDO FORTE
pH
7
Punto di
Equivalenza
mL HCl
Curva di titolazione di 40 mL di NaOH 0.1 M mediante HCl 0.1 M.
Il pH decresce gradualmente nelle regioni prima e dopo il punto di equivalenza,
in modo brusco in prossimità del punto di equivalenza. Al punto di
equivalenza, raggiunto dopo l’aggiunta di 40 mL di HCl 0.1 M, il pH della
soluzione è 7.

pH
7
3
2
1
10 -3
10 -2
10 -1
10 -1 C acido = C base V base / V acido
[HCl] 0
V(NaOH)
Al punto di equivalenza, pH = 7, n acido = n base
ovvero (C V) acido = (C V) base
Incognito
Noti

Titolazione di Acido Debole con Base Forte
Si supponga di dover stimare la variazione di pH in 10 mL CH 3 COOH 0.1 M per
aggiunta graduale di NaOH 0.1 M
V(NaOH), mL
Appena ottenuta idrolisi basica:
n(HA) = 0 mmol e n(A - ) = 1 mmol
V tot
= 20 mL
pH
0 2.87 Acido debole
1 3.79 Tampone
2 4.13 Tampone
3 4.37 Tampone
4 4.56 Tampone
5 4.74 pH = pK A Tampone Equimolecolare
6 4.92 Tampone
7 5.11 Tampone
8 5.34 Tampone
9 5.69 Tampone
10 8.72 Idrolisi Basica
[OH - ] = (K B
/V tot
) 1/2 = [(10 -14 /1.8×10 -5 )/20] 1/2 = 5.3×10 -6 mol L -1
pOH = 5.28

pH
Punto di Equivalenza
Punto di Equivalenza
pH = 8.72
pH = 7.00
(a)
(b)
mL NaOH
Confronto tra curve di titolazione (a) acido debole-base forte (40 mL di CH 3 COOH
0.1 M con NaOH 0.1 M) e (b) acido forte-base forte (40 mL di HCl 0.1 M con NaOH
0.1 M): Al punto di equivalenza, raggiunto dopo l’aggiunta di 40 mL di NaOH, il
pH è pari a 8.72 e 7.00, rispettivamente. In una titolazione acido debole-base
forte, il pH al punto di equivalenza è > 7: si ha IDROLISI BASICA.

Acido Molto Debole
Idrolisi Basica pH > 7
pH
7
Acido Forte
Quanto minore è K A , ovvero tanto più debole è l’acido, tanto più è basico il pH
presso il punto di equivalenza.
mL NaOH

Titolazione di Base Debole con Acido Forte
7
pH
Punto di
Equivalenza
Idrolisi Acida pH < 7
In una titolazione base debole-acido forte, il pH al punto di equivalenza è minore
di 7: si ha IDROLISI ACIDA.
mL HCl

Indicatori di Titolazione Acido-Base
Si definisce INDICATORE di TITOLAZIONE ACIDO-BASE una sostanza HIn dalle
caratteristiche di acido o base debole che, aggiunta in piccola quantità ad una
soluzione, si colora in funzione del pH.
La forma acida HIn e quella basica In - hanno colori distinti:
HIn H + + In - K ind = [H 3 O + ][In - ]/[HIn]
K ind /[H 3 O + ] = [In - ]/[HIn]
pH – pK ind = log [In - ]/[HIn]
Per [In - ] > [HIn] ovvero quando pH > pK ind prevale la colorazione In -

Esempi di Indicatori di Titolazione Acido-Base
Indicatore Colore 1 pK in Colore 2
Blutimolo Rosso 1.7 Giallo
Metilarancio Rosso 3.4 Giallo
Blubromofenolo Giallo 3.9 Blu
Rosso metile Rosso 5.0 Giallo
Blubromotimolo Giallo 7.1 Blu
Blutimolo Giallo 7.9 Blu
Fenolftaleina Incolore 9.4 Rosa

Intervalli di viraggio di alcuni indicatori
PUNTO di VIRAGGIO: punto nel quale
ho una variazione brusca di un parametro
fisico. Dovrebbe essere il più vicino
possibile al punto di equivalenza.
INTERVALLO DI VIRAGGIO: pK in – 1 ;
pK in + 1

Come scegliere un indicatore?