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1 Acidi e Basi Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. 1

2 Proprietà Acido-Base dell Acqua H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) Autoionizzazione dell acqua H O + H O H H H O H H O H + [ ] + - base acido coniugato H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - acido base coniugata 2

3 PRODOTTO IONICO DELL ACQUA L acqua pura non conduce la corrente elettrica, ma se si misura la sua conducibilità con strumenti molto sensibili, si osserva che anch essa, sia pure in minima quantità, conduce la corrente elettrica. Questo significa che pochissime delle sue molecole sono dissociate in ioni. La reazione di ionizzazione dell acqua che porta alla formazione di ioni idrogeno, H +, e di ioni idrossido, OH -, è una reazione di equilibrio molto spostata verso la forma indissociata H 2 O : H 2 O H + + OH - H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -

4 Equilibrio di autoionizzazione dell acqua

5 Dal valore molto basso della K eq, si deduce che la frazione di molecole di acqua ancora indissociate in protoni e ioni ossidrile è praticamente quella iniziale. Considerando che la massa di una mole di acqua è 18 g/mole e che la massa totale di acqua in un litro è 1000 g la concentrazione molare dell acqua pura sarà: [ H 2 O ] = 1000 g/l : 18 g/mole = 55,5 mol/l Poiché tale valore può essere considerato costante, la relazione di equilibrio diventa: Sostituendo il valore: K eq x [ H 2 O] 2 = [ H + ] x [ OH - ] K eq x (55,5) 2 = [ H + ] x [ OH - ]

6 Il prodotto Keq x (55,5) 2 è una nuova costante, è indicata con Kw ed è chiamata prodotto ionico dell acqua, il cui valore, a 25 C e per tutte le soluzioni acquose, è : Kw = 3, x (55,5) 2 =

7 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Poiché da una molecola di acqua si ottiene uno ione H + e uno ione ossidrile (OH - ), nell acqua pura le concentrazioni dei due ioni devono essere uguali, cioè: [ H + ] = [OH - ] Sostituendo nella relazione del prodotto ionico dell acqua si ha: Kw = = [ H + ] x [ OH - ] = [ H + ] x [ H + ] = [ H + ] 2 da cui: [ H + ] = [ OH - ] = mol/l soluzioni neutre

8 Una soluzione acquosa in cui prevale la concentrazione degli ioni H +, risulta acida. [ H + ] > [ OH - ] soluzioni acide [ H + ] > Una soluzione in cui prevale la concentrazione degli ioni OH - risulta basica. [ H + ] < [ OH - ] soluzioni basiche [ H + ] <

9 Il grado di acidità e di basicità si misura mediante una scala i cui valori a 25 C sono compresi tra 1 e 14, chiamata scala di ph. ph = 7 indica la neutralità ph < 7 indica l acidità ph > 7 indica la basicità

10 Si definisce ph il logaritmo negativo (in base 10) della concentrazione di ioni idrogeno di una soluzione ph = - log 10 [ H+ ] = - log x Per cui l esponente della potenza che esprime la concentrazione degli ioni H +, cambiato di segno, diventa immediatamente il ph.

11 La conoscenza dei valori del ph di una soluzione è molto importante: La vita degli animali e dei vegetali è regolata da una determinata concentrazione degli ioni H +, e se essa viene sensibilmente cambiata può scomparire qualunque manifestazione di vita. Il ph è importante anche per la qualità delle acque potabili, per un gran numero di lavorazioni industriali (produzione carta, farmaci, tintura, stampa..) e di processi tecnologici(produzione vino, birra, conservazione latte, carne..).

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13 DETERMINAZIONE SPERIMENTALE DEL ph Il grado di acidità o basicità di una soluzione si può misurare utilizzando gli indicatori acido-base od il piaccametro. Gli INDICATORI sono sostanze organiche aventi la proprietà di assumere diverso colore quando vengono a contatto con un acido o una base.

14 Altre importanti relazioni poh = -log [OH - ] [H + ][OH - ] = K w = 1.0 x log [H + ] log [OH - ] = ph + poh = ph-metro 14

15 The ph of rainwater collected in a certain region of the northeastern United States on a particular day was What is the H + ion concentration of the rainwater? ph = -log [H + ] [H + ] = 10 -ph = = 1.5 x 10-5 M The OH - ion concentration of a blood sample is 2.5 x 10-7 M. What is the ph of the blood? ph + poh = poh = -log [OH - ] = -log (2.5 x 10-7 ) = 6.60 ph = poh = =

16 ACIDI E BASI

17 Da dove derivano i loro nomi? Il nome acido viene dal latino acidum che significa aspro, pungente. Il nome alcali viene dall arabo al-qalì che sta ad indicare la potassa contenuta nella cenere di legna, le cui soluzioni sono fortemente basiche

18 A quale epoca risale l idea di acido e di base? Chi canta canzoni ad un afflitto è come chi si toglie il vestito in un giorno di freddo e come aceto sulla soda Bibbia cap. 20 Libro dei Proverbi In altri libri dell Antico Testamento si parla di latte acido e dell azione purificatrice di soda e potassa. Ciò dimostra che l idea di acido, di alcali e di reazione chimica è da tempo patrimonio culturale dell umanità.

19 Ed oggi? Non occorre avere dimistichezza con la chimica per riconoscere, utilizzando il gusto o le proprietà aggressive, agli alimenti quali l aceto, il succo di limone, al liquido delle batterie ed anche alle bibite tipo cola, i caratteri tipici delle sostanze acide; mentre ai prodotti di uso domestico quale le soda riconoscere il carattere basico mediante il tatto perché scivolosi e adatti a rimuovere lo sporco.

20 ACIDI E BASI NELLA VITA QUOTIDIANA Acidi Basi Molti dei prodotti (classificabili in chimica come miscugli omogenei e/o eterogenei), normalmente usati in casa, presentano caratteristiche acide o basiche. Ne sono esempi: saponi, detersivi, medicine e alimenti

21 Acidi e basi le prime osservazioni. Gli Acidi Sono di sapore aspro; Corrodono facilmente molti metalli; Fanno diventare rosso il tornasole, una sostanza estra=a da un lichene. Le Basi Hanno un sapore amarognolo; Sono saponose al ta=o; Si mostrano corrosive solo per alcuni metalli; Fanno diventare blu il tornasole

22 Acidi Alcuni alimenti quali l aceto, il limone e lo yogurt presentano un tipico sapore aspro che viene meglio definito come acido, tale sapore è causato da particolari sostanze contenute in questi prodotti dette acidi: l acido acetico, nel caso dell aceto, l acido citrico, nel caso del succo del limone e l acido lattico nel caso dello yogurt. Ma alcuni acidi possono essere molto pericolosi, fra questi vi è l acido cloridrico (commercialmente chiamato acido muriatico, usato per togliere le incrostazioni da calcare) o l acido solforico usato per sturare i bagni o ancora l acido fluoridrico usato per togliere le macchie di ruggine dai tessuti.

23 Basi Altre sostanze, invece, presentano un gusto differente. Se, ad esempio, sciogliamo un cucchiaino di bicarbonato di sodio in un bicchiere d acqua, la soluzione ha un sapore amarognolo. Il bicarbonato di sodio e le sostanze che presentano lo stesso comportamento sono dette basi (o anche alcali). Fra le basi di comune impiego vi sono l idrossido di ammonio (ammoniaca) e l ipoclorito di sodio (candeggina), usati come prodotti per la pulizia delle superfici, e l idrossido di sodio contenuto nei prodotti per la pulizia delle tubazioni degli scarichi casalinghi.

24 E noi.. Anche nel nostro organismo sono presenti sia sostanze acide sia sostanze basiche. Nello stomaco, ad esempio, viene secreto acido cloridrico (HCl). Sono, invece, basici i succhi pancreatici; leggermente basico è il sangue.

25 Definizioni di Acidi e Basi Prima di Arrhenius Arrhenius Brönsted- Lowry Lewis

26 Prima di Arrhenius J. R. Glauber Boyle Lavoisier J. von Liebig

27 J. R. Glauber 1648 Gli alchimisti conoscevano la capacità degli acidi e delle basi di fare cambiare di colore alcuni coloranti vegetali e queste proprietà insieme alla capacità degli acidi e delle basi di neutralizzarsi a vicenda formando Sali, facevano pensare che essi presentassero proprietà opposte

28 R. Boyle ( ) Spiegava la natura pungente degli acidi con la forma a punta delle particelle e le caratteristiche basiche con la forma tonda delle particelle; la neutralizzazione veniva spiegata col fatto che le particelle a punta degli acidi si conficcavano nelle particelle tonde delle basi (questo era un ingenuo trasferimento delle proprietà macroscopiche a livello macroscopico). Fu fra i primi ad occuparsi di indicatori vegetali, egli osservò che lo sciroppo di violette blu virava al rosso in presenza degli acidi e al verde in presenza degli alcali. Altri esperimenti fece con il succo di fiordalisi, di ligustro, di more e con i decotti di fiori di melograno e di rosa. Vide che il litmus (tornasole) estratto da particolari licheni, assumeva colorazione rossa in presenza di acidi e blu in presenza di alcali e ne impregnò la carta per facilitarne l impiego.

29 Lavoisier 1777 Sostenne che l ossigeno era il principio generale dell acidificazione, in quanto i non metalli combinandosi con l ossigeno acquisivano carattere acido, ma questo approccio, precursore delle moderne teorie, non fu sviluppato, perché H. Davy riportava studi sull acido muriatico (HCl) a carattere acido non contenete ossigeno.

30 J. von Liebig 1838 Ipotizzò che gli acidi contenessero nella loro molecola almeno un atomo di idrogeno sostituibile, stabilendo un secondo principio dell acidificazione

31 Acidi e basi secondo Arrhenius (1887): Gli Acidi si dissociano in acqua liberando ioni H + HCl + H 2 O à H 3 O + + Cl - Le Basi si dissociano in acqua liberando ioni OH - NaOH + H 2 O à Na + + OH - + H 2 O Queste due specie reagiscono tra loro formando acqua H 3 O + + OH - à 2 H 2 O

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39 Sörensen 1909 Studiando l azione degli acidi sulla catalisi enzimatica, dovendo esprimere con numeri semplici il grado di acidità propose l uso del ph = - log [H + ]

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41 Acidi e basi secondo la teoria di Brönsted- Lowry (1923) : Acido: specie chimica che dona protoni Base: specie chimica che accetta protoni HA + H 2 O à H 3 O + + A - Acido Base Acido coniugato Base coniugata

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43 Rispetto alla teoria di Arrhenius, nella teoria di Brönsted- Lowry: Una base è una specie chimica che accetta protoni (lo ione idrossido OH - è solo un esempio di base); Le reazioni acido-base non sono più limitate alle soluzioni acquose; Alcune specie possono agire sia come acidi sia come basi, a seconda della natura dell altra specie reagente.

44 Teoria di Lewis Spiega perché alcune reazioni hanno proprietà acido-base pur non avendo idrogeni. Nella teoria di Lewis le reazioni acido-base hanno come protagonista la messa in condivisione di una coppia di elettroni solitari. Un acido di Lewis è una specie che può formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da un altra specie. Una base di Lewis è una specie che può formare un legame covalente donando una coppia di elettroni ad un altra specie.

45 Esempio: H + + H :N:H H H-N-H H H Accettore di una coppia di elettroni Donatore di una coppia di elettroni : : - - +

46 Anche reazioni senza trasferimento protonico possono essere classificate come reazioni acido-base secondo Lewis

47 Tipici acidi di Lewis sono ioni metallici con almeno un orbitale vuoto a bassa energia, come Ag +, Al 3+, ecc Tipiche basi di Lewis sono specie con un doppietto elettronico disponibile come NH 3, H 2 O, O 2-, ecc

48 Definizione di Acido Un acido di Arrhenius è una sostanza che produce H + (H 3 O + ) in acqua Un acido di Brønsted è un donatore di protoni Un acido di Lewis è una sostanza che può accettare una coppia di elettroni Una base di Lewis è una sostanza che può donare una coppia di elettroni H + + OH - acido base H O H H + + H N H H H + N H acido H base H 48

49 Gli acidi e le basi come elettroliti. Le sostanze che in soluzione acquosa si scindono in ioni positivi e negativi in grado di condurre, in varia misura, la corrente elettrica, vengono chiamate elettroliti. Gli ioni rappresentano i veicoli per il trasporto dell elettricità. Maggiore è il numero di ioni presenti, maggiore è la conducibilità della soluzione dell elettrolita. Sono elettroliti gli acidi, le basi, e i sali.

50 Dissociazione: si riferisce alla scissione in ioni di carica opposta, che subiscono, per intervento dell acqua, i composti ionici.

51 Ionizzazione: si riferisce alla separazione in ioni di carica opposta che subiscono i composti covalenti polari all atto della loro dissoluzione in acqua.

52 Gli elettroliti che in soluzione presentano tutte le molecole dissociate in ioni sono chiamati elettroliti forti (es: cloruro di sodio, acido cloridrico, acido solforico, ecc.). Gli elettroliti dei quali, invece, solo una piccola frazione è dissociata in ioni si chiamano elettroliti deboli (es: acido acetico, acido carbonico, acido citrico, ammoniaca, ecc.)

53 Ad esempio una soluzione di cloruro di sodio ( sale da cucina ) è un buon conduttore; una soluzione di acido acetico (presente nell aceto) è un cattivo conduttore.

54 Eseguendo prove di conducibilità elettrica anche su soluzioni di CH 3 COOH e HCl si osserva un importante differenza. Se si preparano soluzioni di acidi diversi sciogliendo però lo stesso numero di molecole, la concentrazione degli ioni H + può essere differente. Lo stesso vale per le basi: misure di conducibilità elettrica mostrano, ad esempio, che a parità di concentrazione, una soluzione di NaOH conduce molto meglio la corrente rispetto ad una soluzione di NH 3.

55 ACIDI ACIDI FORTI ACIDI DEBOLI In soluzione acquosa si ionizzano completamente In soluzione acquosa si ionizzano solo parzialmente

56 BASI BASI FORTI BASI DEBOLI In soluzione acquosa si dissociano o ionizzano in modo completo In soluzione acquosa producono quantità ridotte di ioni OH -

57 La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base forte può essere così rappresentata: La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base debole può essere così rappresentata:

58 Dal seguente grafico possiamo notare che le sostanze più acide e più basiche hanno un alta conducibilità.

59 Elettrolita Forte 100% dissociazione NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Elettrolita Debole non completamente dissociato CH 3 COOH CH 3 COO - (aq) + H + (aq) Acidi Forti sono elettroliti forti HCl (aq) + H 2 O (l) HNO 3 (aq) + H 2 O (l) HClO 4 (aq) + H 2 O (l) H 2 SO 4 (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) H 3 O + (aq) + NO - 3 (aq) H 3 O + (aq) + ClO - 4 (aq) H 3 O + (aq) + HSO - 4 (aq) 59

60 Acidi Deboli sono elettroliti deboli HF (aq) + H 2 O (l) HNO 2 (aq) + H 2 O (l) HSO - 4 (aq) + H 2 O (l) H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + F - (aq) H 3 O + (aq) + NO - 2 (aq) H 3 O + (aq) + SO 2-4 (aq) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Basi Forti sono elettroliti forti NaOH (s) H 2 O H KOH 2 O (s) Ba(OH) 2 (s) Na + (aq) + OH - (aq) K + (aq) + OH - (aq) H 2 O Ba 2+ (aq) + 2OH - (aq) 60

61 Base Deboli sono elettroliti deboli F - (aq) + H 2 O (l) NO 2 - (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + HF (aq) OH - (aq) + HNO 2 (aq) Coppie acido-base coniugate: La base coniugata di un acido forte non ha una forza misurabile. H 3 O + è l acido più forte che può esistere in soluzione acquosa. OH - è la base più forte che può esistere in soluzione acquosa. 61

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63 Acido Forte (HCl) Acido Debole (HF) 63

64 Forza relativa di acidi e basi La forza relativa di un acido (o di una base) può essere considerata in funzione della loro tendenza a perdere (accettare) un protone. Gli acidi più forti sono quelli che perdono più facilmente i loro protoni. Analogamente le basi più forti sono quelle che accettano un protone più facilmente. Un acido forte è una sostanza che in acqua è completamente ionizzato: HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) acido base acido base La reazione è spostata completamente verso destra, per cui l acido cloridrico è un acido forte. Se si considera la reazione inversa, questa avviene in piccolissima parte (praticamente non avviene). In essa lo ione Cl - agisce come base accettando un protone dall acido H 3 O +, ma è una base estremamente debole.

65 HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) acido base acido base più forte più debole Questa reazione si può considerare anche in funzione della forza relativa tra HCl e H 3 O +. HCl perde il protone più facilmente di H 3 O + ed è quindi un acido più forte e la reazione è spostata verso destra.

66 Se consideriamo la ionizzazione dell acido acetico: CH 3 COOH(aq) +H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) acido acido più debole più forte Sperimentalmente si vede che solo l 1% delle molecole di CH 3 COOH sono ionizzate. Questo vuol dire che H 3 O + è un acido più forte di CH 3 COOH. L equilibrio è spostato verso sinistra. CH 3 COO - è la base coniugata di CH 3 COOH. Poichè l equilibrio è spostato verso sinistra questo vuol dire CH 3 COO - è sì una base debole ma sicuramente più forte di H 2 O.

67 In generale in una reazione acido-base la reazione è spostata nella direzione dal più forte al più debole membro della coppia coniugata acido-base. Se consideriamo la ionizzazione dell acido fluoridrico: HF(aq) +H 2 O(l) acido più debole H 3 O + (aq) + F - (aq) acido più forte Qui solo il 3% delle molecole di HF sono ionizzate. Questo vuol dire che HF è un acido più debole di H 3 O +, ma è più forte di CH 3 COOH. F -, la base coniugata di HF, è una base più forte di H 2 O, ma più debole di CH 3 COO -. Gli acidi più forti hanno le basi coniugate più deboli, e le basi più forti hanno gli acidi coniugati più deboli. In base ai dati precedenti possiamo stabilire la seguente scala di acidità: HCl>H 3 O + >HF>CH 3 COOH

68 Si può quindi scrivere la seguente tabella In realtà nella tabella HNO 3,H 2 SO 4,HCl, HBr, HI e HClO 4 sono tutti acidi forti (=completamente dissociati in acqua) ed è quindi evidente che per stabilire la forza relativa di questi acidi occorre procedere diversamente da quanto fatto in precedenza.

69 Gli acidi precedenti, sciolti in acqua, sono tutti ionizzati al 100%, ma se usiamo un solvente meno basico dell acqua (come, ad esempio, un acido debole, come l acido acetico) si può notare una differenza. Per esempio né HCl, né HI sono completamente ionizzati, ma si trova che HI è ionizzato in percentuale maggiore rispetto ad HCl ed è quindi un acido più forte. Poiché per gli acidi forti la forza in acqua sembra essere la stessa si parla di effetto livellante dell acqua sugli acidi forti.

70 Forza degli acidi e struttura molecolare Abbiamo finora valutato la forza degli acidi in maniera empirica. Possiamo però in alcuni casi correlare la forza relativa di una serie di acidi alla loro struttura molecolare. La forza di un acido dipende dalla facilità con cui il protone H + è rimosso dal legame X H nella specie acida. I fattori che determinano le forze relative degli acidi sono principalmente due: - La polarità del legame X H: δ- δ+ X H Più il legame è polarizzato (con la carica positiva sull idrogeno) maggiore è la polarità del legame e maggiore l acidità. - La forza del legame X H con cui il protone è legato ad X che a sua volta dipende dalle dimensioni dell atomo X: più grande è l atomo più debole è il legame e quindi maggiore è l acidità.

71 Consideriamo una serie di acidi binari HX formati dagli elementi del gruppo VII A, il cui ordine di acidità è HF<HCl<HBr<HI L elettronegatività degli elementi X diminuisce lungo il gruppo e quindi la polarità di H-X aumenta. Nonostante questo le dimensioni di X aumentano ed è questo secondo fattore a prevalere. Questo vale anche per gli idracidi formati dagli elementi del VI e V gruppo. Andando invece da sinistra a destra lungo un periodo l elettronegatività aumenta mentre le dimensioni diminuiscono, benchè di poco. In questo caso è il fattore polarità a prevalere e l acidità degli idracidi H n X aumenta da sinistra a destra lungo un periodo: NH 3 (base)<h 2 O<HF

72 Gli ossiacidi hanno una struttura del tipo: H O Y in cui l atomo Y è spesso legato ad altri atomi di ossigeno o gruppi OH, come, ad esempio HClO 4 o H 2 SO 4. In questo caso è solo la polarità del legame O H a determinare l acidità e questa aumenta con l elettronegatività di Y. Ad esempio: HIO<HBrO<HClO Inoltre in una serie di ossiacidi di tipo (OH) m YO n l acidità aumenta all aumentare al numero n di atomi di ossigeno (molto elettronegativo) legati ad Y. HClO<HClO 2 <HClO 3 <HClO 4

73 H 2 SO 3 <H 2 SO 4

74 Consideriamo ora la forza relativa di un acido poliprotico (che può perdere più di un protone) e dei suoi anioni acidi corrispondenti. Ad esempio H 2 SO 4 si ionizza per dare un protone e HSO 4-, che a sua volta può ulteriormente dissociarsi per dare un altro protone e SO HSO 4 - è un acido perché può donare un protone, tuttavia, a causa della carica negativa dello ione che tende ad attrarre il protone, la sua acidità è minore di H 2 SO 4 : HSO 4- < H 2 SO 4 La forza di un acido poliprotico e dei suoi anioni diminuisce con l aumentare della carica negativa

75 What is the ph of a 2 x 10-3 M HNO 3 solution? HNO 3 is a strong acid 100% dissociation. Start End M HNO 3 (aq) + H 2 O (l) 0.0 M 0.0 M 0.0 M H 3 O + (aq) + NO - 3 (aq) M M ph = -log [H + ] = -log [H 3 O + ] = -log(0.002) = 2.7 What is the ph of a 1.8 x 10-2 M Ba(OH) 2 solution? Start End Ba(OH) 2 is a strong base 100% dissociation M 0.0 M 0.0 M Ba(OH) 2 (s) Ba 2+ (aq) + 2OH - (aq) 0.0 M M M ph = poh = log(0.036) =

76 Acidi Deboli (HA) e Costanti di Ionizzazione Acida HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) HA (aq) K a = H + (aq) + A - (aq) [H + ][A - ] [HA] K a è la costante ionizzazione acida K a Forza dell acido debole 76

77 77

78 What is the ph of a 0.5 M HF solution (at 250 C)? HF (aq) H + (aq) + F - (aq) K a = [H + ][F - ] [HF] = 7.1 x 10-4 HF (aq) H + (aq) + F - (aq) Initial (M) Change (M) x +x x Equilibrium (M) x x x K a = x x = 7.1 x 10-4 K a << x 0.50 K a x = 7.1 x 10-4 x 2 = 3.55 x 10-4 x = M [H + ] = [F - ] = M ph = -log [H + ] = 1.72 [HF] = 0.50 x = 0.48 M 78

79 Quando posso usare l approssimazione? K a << x 0.50 Quando x è minore del 5% del valore da cui è sottratto. x = M 0.50 M x 100% = 3.8% Meno del 5% Approssimazione ok. Qual è il ph di una soluzione 0.05 M di HF (a 250 C)? x K a 2 = 7.1 x x = M M 0.05 M x 100% = 12% Più del 5% Approssimazione non ok. Bisogna trovare la x usando l equazione di 2 grado. 79

80 What is the ph of a M monoprotic acid whose K a is 5.7 x 10-4? Initial (M) Change (M) Equilibrium (M) HA (aq) H + (aq) + A - (aq) x +x +x x x x K a = K a x 2 = 5.7 x x x = 5.7 x 10-4 K a << 1 x 2 = 6.95 x x x = M M M x 100% = 6.8% More than 5% Approximation not ok. 80

81 K a = x x = 5.7 x 10-4 x x 6.95 x 10-5 = 0 ax 2 + bx + c =0 x = -b ± b 2 4ac 2a x = x = Initial (M) Change (M) Equilibrium (M) HA (aq) H + (aq) + A - (aq) x +x +x x x x [H + ] = x = M ph = -log[h + ] =

82 percent ionization = Ionized acid concentration at equilibrium Initial concentration of acid x 100% For a monoprotic acid HA Percent ionization = [H + ] [HA] 0 x 100% [HA] 0 = initial concentration 82

83 Acidi Diprotici e Triprotici Hanno più di uno ione idrogeno per molecola. Si può considerare la loro ionizzazione per stadi successivi. Una costante può essere scritta per ciascun stadio di ionizzazione. Di conseguenza, due o più costanti di equilibrio possono essere usate per calcolare le concentrazioni delle specie in soluzione acida. species in the acid solution. 83

84 84

85 Basi Deboli e Costanti di Ionizzazione Basiche NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] K b è la constante di ionizzazione basica K b Forza della base debole Si risolve come per gli acidi deboli, con l eccezione di risolvere per [OH - ] invece che [H + ]. 85

86 86

87 Costanti di Ionizzazione per Coppie Coniugate Acido-Base HA (aq) A - (aq) + H 2 O (l) H + (aq) + A - (aq) OH - (aq) + HA (aq) K a K b H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) K w K a K b = K w Acido Debole e la Base Coniugata K a = K w K b K b = K w K a 87

88 Soluzioni Neutre: Proprietà Acido-Base dei Sali I Sali contenenti uno ione metallico alcalino o alcalino terroso (eccetto Be 2+ ) e la base coniugata di un acido forte (e.g. Cl -, Br - e NO 3- ). NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Soluzioni Basiche: Sali derivati da una base forte e un acido debole. NaCH 3 COOH (s) H 2 O Na + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) 88

89 Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Acide: Sali derivati da un acido forte ed una base debole. NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4 + (aq) + Cl - (aq) NH 4 + (aq) NH 3 (aq) + H + (aq) Sali con cationi piccoli, ad elevata carica (e.g. Al 3+, Cr 3+, e Be 2+ ) e la base coniugata di un acido forte. Al(H 2 O) 6 (aq) Al(OH)(H 2 O) 5 (aq) + H + (aq) 89

90 Idrolisi Acida di Al 3+ 90

91 Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni in cui sia il catione che l anione può idrolizzare: K b per l anione > K a per il catione, la soluzione sarà basica K b per l anione < K a per il catione, la soluzione sarà acida K b per l anione K a per il catione, la soluzione sarà neutra 91

92 92

93 Oxides of the Representative Elements In Their Highest Oxidation States Na 2 O (s) + H 2 O (l) CO 2 (g) + H 2 O (l) N 2 O 5 (g) + H 2 O (l) 2NaOH (aq) H 2 CO 3 (aq) 2HNO 3 (aq) 93

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