Acidi e Basi. Acido H + (aq) +... Base OH - (aq) +... Tipici acidi di Arrhenius: HCl, HNO 3, HCN,... Tipiche basi di Arrhenius: NaOH, KOH, Ba(OH) 2,

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Dimensione: px
Iniziare la visualizzazioe della pagina:

Download "Acidi e Basi. Acido H + (aq) +... Base OH - (aq) +... Tipici acidi di Arrhenius: HCl, HNO 3, HCN,... Tipiche basi di Arrhenius: NaOH, KOH, Ba(OH) 2,"

Transcript

1 Lezione Definizioni di acido e base (Arrhenius) 2. Coppie coniugate acido-base (Bronsted-Lowry) 3. Acidi e basi di Lewis 4. Forza di acidi e basi. Le costanti di dissociazione acida e basica 5. La scala di ph

2 Acidi e Basi Definizione di Arrhenius (1887): acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Svante August Arrhenius Acido H + (aq) +... Base OH - (aq) +... Tipici acidi di Arrhenius: HCl, HNO 3, HCN,... Tipiche basi di Arrhenius: NaOH, KOH, Ba(OH) 2,

3 Definizioni La carica dello ione H + è altamente concentrata perché lo ione è molto piccolo. Quando un acido si scioglie in acqua, il protone rilasciato forma uno ione idronio (H 3 O + ) legandosi covalentemente a una molecola d acqua. Lo ione H 3 O + si lega con legami a idrogeno ad altre molecole d acqua, formando una miscela di specie di formula generale H(H 2 O) n +

4 Neutralizzazione Na + (aq) + OH - (aq) + H + (aq) + Cl - (aq) H 2 O (l) + 55,9 kj/mol K + (aq) + OH - (aq) + H + (aq) + Cl - (aq) H 2 O (l) + 55,9 kj/mol K + (aq) + OH - (aq) + H + (aq) + NO 3- (aq) H 2 O (l) + 55,9 kj/mol Indipendentemente da quale acido forte e quale base forte reagiscono - e indipendentemente da quale sale si forma - il calore sviluppato dalla reazione è sempre lo stesso perché la reazione effettiva (neutralizzazione) è sempre la stessa: H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (l) + 55,9 kj/mol

5 Acidi e basi di Arrhenius

6 Insufficienza della definizione di Arrhenius: Molte basi, come per esempio NH 3, non possono formare OH - (aq) per semplice dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere di tipo diverso.

7 Definizione di Brønsted e Lowry (per acidi e basi in soluzioni acquose) Acido = donatore di protoni Base = accettore di protoni

8 Estrazione di un protone dall acqua per opera della metilammina

9 Trasferimento protonico in una reazione acido-base di Brønsted-Lowry

10 Coppie acido-base coniugati acido nitroso ione nitrito ione idrossonio HNO 2 (aq) + H 2 O(l) NO 2- (aq) + H 3 O + (aq) acido 1 base 1 acido 2 base 2

11 ammoniaca ione ammonio ione ossidrile NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) base 1 base 2 acido 2 acido 1

12 La teoria di Lewis Per Lewis ( ), il carattere basico di una sostanza è conferito dalla presenza di almeno un doppietto elettronico disponibile per formare un legame dativo con un'altra specie chimica che funziona da acido Acido = composto in grado di accettare un doppietto di elettroni per formare un legame dativo Base = composto in grado di cedere un doppietto elettronico per formare un legame dativo Es. Acidi di Lewis : BF 3, AlCl 3, Al(OH) 3, H +, Na +, SO 4 (strutture che presentano la possibilità di ospitare doppietti elettronici) Es. Basi di Lewis: NH 3, OH -, H 2 O, Cl - (strutture che possiedono un lone pair )

13 Dissociazione di acidi forti Quando un acido forte si scioglie in acqua, esso si dissocia completamente, producendo ioni H 3 O + (aq) e A - (aq); alla fine della reazione sono pressoché assenti le molecole di HA.

14 Dissociazione di acidi deboli Quando un acido debole si scioglie in acqua, esso rimane in prevalenza indissociato, producendo relativamente pochi ioni H 3 O + (aq) e A - (aq).

15 La costante di dissociazione acida K a HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) - [ A [ H3O K C [ HA[ H O Poiché le variazioni di concentrazione di H 2 O a seguito della dissociazione di HA sono trascurabili, ossia [H 2 O costante, si può definire una nuova costante di equilibrio, detta costante di dissociazione acida (o costante di ionizzazione acida) K a : 2 K C - [ A [ H3O [ H2O Ka [ HA K a dipende dalla temperatura e indica la posizione dell equilibrio della reazione: acido più forte [H 3 O + più alta K a maggiore

16 Costante di dissociazione acida e basica HClO 2 (aq) + H 2 O (l) ClO 2 - (aq) + H 3 O + (aq) K a [ClO - 2 [H O [HClO 3 2 N 2 H 2 (aq) + H 2 O (l) N 2 H 3 + (aq) + OH - (aq) K b [N 2 H 3 [N 2 [OH H 2 -

17 Autoprotolisi dell acqua K w (25 C) = [H 3 O + [OH - = Costante di autoprotolisi dell acqua

18 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Kw [ H3O [ OH - K w =Prodotto ionico dell acqua A 25 C si ha K w = Soluzione neutra: [H 3 O + = [OH - Soluzione acida: [H 3 O + > [OH - Soluzione basica: [H 3 O + < [OH -

19 K w H O [ 3 [OH - Soluzione neutra: Soluzione acida: [ H O K - 3 [OH - [ H3O K ;[ OH w w K w Soluzione basica: [ H O K - 3 Kw ;[OH w

20 a T = 25 C [H 3 O + [H 3 O + > [OH - [H 3 O + < [OH - K w soluzione acida soluzione basica [H soluzione 3 O + > 10-7 [H 3 O + < 10-7 [OH - < 10-7 neutra [OH - > 10-7 [H 3 O + = [OH - = 10-7

21 Definizione di ph ph -log [H O 10 3 ph -log [H O 10 3 poh -log [ OH - 10

22 a T = 25 C ph -log [H O 10 3 ph < poh poh -log [OH 10 ph > poh - ph [H 3 O soluzione acida soluzione basica [H 3 O + > 10-7 [OH - < 10-7 ph < 7 soluzione neutra [H 3 O + = [OH - = 10-7 ph = 7 [H 3 O + < 10-7 [OH - > 10-7 ph > 7

23 La relazione tra K a e pk a pk a = - Log 10 (K a )