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  1. #1
    Andrea Guest

    pH titolazione acido debole-base forte

    Abbiamo in soluzione CH3COOH e NaOH ed i seguenti equilibri:
    CH3COOH => CH3COO(-) + H(+) (I)
    NaOH => Na(+) + OH(-) (II)
    Lo ione Na(+) non reagisce pi¨, acido coniugato di una base molto forte
    (teoria di bronsted/lowry).
    Al punto di equivalenza Ŕ [CH3COOH]=[OH(-)] Non mi torna il fatto che il pH
    sia basico. Infatti la reazione procede a completamento: aggiungendo via via
    OH(-) la (I) si sposta a destra. Pertanto sebbene il CH3COOH sia debole esso
    si dissocia ad oltranza, mantenendo [H+]/[OH-]=1. Leggo su una dispensa che
    al punto di equivalenza si Ŕ in presenza del solo sale CH3COONa (CH3COOH Ŕ
    "finito"). Esso si dissocia in acqua:
    CH3COO(-) + Na(+) + H2O => CH3COOH + OH(-)
    Tuttavia ci˛ sembra contraddire il fatto che Na(+) non reagisce, essendosi
    "combinato" con CH3COO(-) per formare il sale. Posso dedurre che trattandosi
    una interazione elettrostatica di fatto non ha reagito e dunque il surplus
    di OH(-) viene proprio dal sale o ho capito tutto male? Grazie infinite
    Andrea.



  2. #2
    Andrea Guest

    Re: pH titolazione acido debole-base forte

    Forse ho capito: se titolassi HCl e NaOH avrei gli ioni Cl(-) e Na(+) che
    non reagiscono, mentre titolando un acido debole ambo gli ioni CH3COO(-) ed
    H(+) possono modificare l'equilibrio. Dunque mentre H(+) forma acqua
    CH3COO(-), al contrario di Cl(-) troppo debole, dÓ idrolisi basica e
    pertanto il pH al punto di equivalenza Ŕ basico.
    Se adesso condidero un anfolita (diciamo a 2 pKa) al primo punto di eq. ho
    la specie dipolare, che pu˛ fungere sia da base che da acido. Proprio per
    tale motivo non posso desumere il pH in tale punto, se non dalla semisomma
    dei pKa (punto isoelettrico). Dico bene?



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