Lezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido Base ph delle Soluzioni Saline

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Alice Baldi
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1 2018 Lezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido Base ph delle Soluzioni Saline 1

2 Definizioni di Acido e Base Arrhenius - Brønsted - Lewis Acido di Arrhenius è una sostanza che libera in acqua ioni H + (H 3 O + ). Base di Arrhenius è una sostanza che libera in acqua ioni idrossido OH. HCl + H 2 O à H 3 O + + Cl NaOH à Na + + OH Ca(OH) 2 à Ca OH 2

3 Un acido di Brønsted è un donatore di protoni Una base di Brønsted è una accettore di protoni base acido acido base Un acido di Brønsted deve contenere almeno un protone ionizzabile! 3

4 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 + [ ] + - H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - acido base acido coniugato base coniugata 4

5 Il Prodotto Ionico dell Acqua H 2 O (l) = H + (aq) + OH - (aq) K c = [H+ ][OH - ] [H 2 O] [H 2 O] = costante K c [H 2 O] = K w = [H + ][OH - ] Il prodotto ionico dell acqua (K w ) è il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni H + e OH ad una particolare temperatura. Soluzione A 25 C K w = [H + ][OH - ] = 1.0 x [H + ] = [OH - ] [H + ] > [OH - ] [H + ] < [OH - ] neutra acida base 5

6 Esempio Determinare la concentrazione di ioni OH in una soluzione di HCl 1.3 M. K w = [H + ][OH - ] = 1.0 x [H + ] = 1.3 M [OH - ] = K w [H + ] 1 x = = 7.7 x M 1.3 6

7 ph Una grandezza per misurare l acidità o la basicità delle soluzioni ph = -log [H + ] Soluzione A 25 C neutra [H + ] = [OH - ] [H + ] = 1 x 10-7 ph = 7 acida [H + ] > [OH - ] [H + ] > 1 x 10-7 ph < 7 basica [H + ] < [OH - ] [H + ] < 1 x 10-7 ph > 7 ph [H + ] 7

8 Altre importanti relazioni poh = -log [OH - ] [H + ][OH - ] = K w = 1.0 x log [H + ] log [OH - ] = ph + poh = ph - metro 8

9 Esempi Il ph di una pioggia risulta essere Determinare la concentrazione degli ioni H +. ph = -log [H + ] [H + ] = 10 -ph = = 1.5 x 10-5 M La concentrazione di ioni OH - di un campione di sangue è 2.5 x 10-7 M. Determinare il ph del sangue. ph + poh = poh = -log [OH - ] = -log (2.5 x 10-7 ) = 6.60 ph = poh = =

10 Elettrolita forte dissociato al 100% 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) 10

11 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) 11

12 Basi 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 coniugate acido-base: La base coniugata di un acido forte ha una forza trascurabile. (es. HCl à H + + Cl ) H 3 O + è la specie acida più forte che possa esistere in aqua. Lo ione OH - è la base più forte che possa esistere in acqua. 12

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14 Acido Forte (HCl) Acido Debole (HF) 14

15 Esempio Determinare il ph di una soluzione 2 x 10-3 M di HNO 3 Cond. iniziali Cond. finali HNO 3 è un acido forte dissociato al 100% 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 Determinare il ph di una soluzione 1.8 x 10-2 M di Ba(OH) 2. Cond. iniziali Cond. finali Ba(OH) 2 è una base forte dissociata al 100% M 0.0 M 0.0 M Ba(OH) 2 (s) Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) 0.0 M M M ph = poh = log(0.036) =

16 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 rappresenta la costante di ionizzazione acida K a Forza acido debole 16

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18 Esempio Determinare il ph di una soluzione 0.5 M di HF (a 250 C). HF (aq) H + (aq) + F - [H + ][F - ] (aq) K a = = 7.1 x 10 [HF] -4 Iniziale (M) Variazione (M) Equilibrio (M) HF (aq) H + (aq) + F - (aq) x +x +x x x x K a = K a x x x = 7.1 x 10-4 = 7.1 x 10-4 Se K a << x 0.50 x 2 = 3.55 x 10-4 [H + ] = [F - ] = M ph = -log [H + ] = 1.72 [HF] = 0.50 x = 0.48 M Approssimazione per semplificare il calcolo x = M 18

19 Quando effettuare l approssimazione? K a << x 0.50 Quando x ha un valore inferiore al 5% della concentrazione dell acido indissociato M x = M x 100% = 3.8% x < 5% L approssimazione è valida. Determinare 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% x > 5% L approssimazione non è valida. Impostare una equazione di secondo grado in x. 19

20 Esempio Determinare il ph di una soluzione M di un acido monoprotico che ha una K a di 5.7 x Iniziale (M) Variazione (M) Equilibrio (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% L approssimazione non può essere fatta. x > 5% 20

21 Impostiamo pertanto l equazione di secondo grado x 2 K a = 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 = [H + ] = x = M ph = -log[h + ] =

22 Basi Deboli e Costanti di Ionizzazione Basica NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] K b rappresenta la costante di ionizzazione basica K b forza della base debole Gli esercizi che coinvolgono le basi deboli si risolvono in maniera analoga a quelli relativi agli acidi deboli, considerando però [OH - ] invece di [H + ]. 22

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24 Costanti di ionizzazione delle coppie coniugate acido-base HA (aq) H + (aq) + A - (aq) K a A - (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + HA (aq) K b H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) K w K a K b = K w Weak Acid and Its Conjugate Base K a = K w K b K b = K w K a 24

Per ciascuna dissociazione è possibile scrivere una espressione della costante di dissociazione.

25 Acidi Biprotici e Triprotici In una molecola ci sono più idrogeni dissociabili. La ionizzazione avviene per dissociazione di un protone alla volta. Per ciascuna dissociazione è possibile scrivere una espressione della costante di dissociazione. La determinazione della concentrazione delle specie in soluzione necessita dell utilizzo delle costanti di equilibrio relative alle specie in soluzione. 25

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27 Relazione tra Struttura Molecolare e Forza degli Acidi H X H + + X - Più forte è il legame Più debole è l acido HF << HCl < HBr < HI Aumento dell acidità 27

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29 Struttura Molecolare e Forza degli Ossiacidi δ - δ + Z O H Z O - + H + Il legame O-H sarà più polare e facile da rompere se: Z è molto elettronegativo o Z ha un alto numero di ossidazione 29

30 Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Neutre: Sali derivati da una base forte ed un acido forte.* NaCl (s) H 2 O * es. NaOH + HCl à NaCl Na + (aq) + Cl - (aq) Soluzioni Basiche: Sali derivati da una base forte ed un acido debole. NaCH 3 COO(s) H 2 O Na + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) es. NaOH + CH 3 COOH à NaCH 3 COO + H 2 O 30

31 Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Acide: Sali che derivano da un acido forte e da una base debole.* NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4 + (aq) + Cl - (aq) NH 4 + (aq) NH 3 (aq) + H + (aq) Salts with small, highly charged metal cations (e.g. Al 3+, Cr 3+, and Be 2+ ) and the conjugate base of a strong acid. Al(H 2 O) 6 (aq) Al(OH)(H 2 O) 5 (aq) + H + (aq) * es. HCl + NH 4 OH à NH 4 Cl + H 2 O 31

32 Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni in cui entrambi il catione e l anione danno reazione di idrolisi: K b dell anione > K a del catione à soluzione basica K b dell anione < K a del catione à soluzione acida K b dell anione K a del catione à soluzione neutra 32

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34 Acidi e Basi di Lewis Un acido di Arrhenius è una sostanza che libera in acqua ioni H + (H 3 O + ) Un acido di Brønsted è un donatore di protoni Un acido di Lewis è una sostanza che può accettare una coppia elettronica (o doppietto elettronico) Una base di Lewis è una sostanza che puo donare una coppia elettronica H + + OH - H O H acido base H + + H N H H H + N H acido H base H 34

35 Acidi e Basi di Lewis F F B F acido + N H F B H F H F base H N H H Nessun protone viene donato o accettato! 35

36 Aspetti della Chimica: Antiacidi e lo Stomaco NaHCO 3 (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g) Mg(OH) 2 (s) + 2HCl (aq) MgCl 2 (aq) + 2H 2 O (l) 36

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