Chimica generale. Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari per la ristorazione - Viticoltura ed enologia - Tecnologie agroalimentari.

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1 Chimica generale Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari per la ristorazione - Viticoltura ed enologia - Tecnologie agroalimentari. PARTE 5-2 1

2 ACIDI E BASI 2

3 1-Definizioni di acido e di base 1-1 Teoria di Arrhenius -Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni H + (idrogenioni) -Una base è una sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni OH - (ossidrilioni) Acidi e basi forti: completamente dissociati in soluzione esistono solo come ioni. La reazione di dissociazione non è reversibile. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH - Acidi e basi deboli: parzialmente dissociati in soluzione esistono in parte come ioni e in parte come molecole indissociate. La reazione di dissociazione è reversibile - si raggiunge l equilibrio. HF H + + OH - Al(OH) 3 Al OH - 3

4 La teoria di Arrhenius presenta limiti, ad esempio, non giustifica il fatto che NH 3 reagisca con l acqua per formare idrossido d ammonio. NH 3 + O NH OH Teoria di Bronsted e Lowry -Un acido è una sostanza in grado di donare uno o più protoni HA H + + A - Acido base coniugata -Una base è una sostanza in grado di accettare uno o più protoni B + H + BH + Base acido coniugato 4

5 Ione idronio O + HCl H 3 O + + Cl - Base (1) acido(2) acido(1) base(2) 5

6 Ione idronio O + HCl H 3 O + + Cl - Base (1) acido(2) acido(1) base(2) O si comporta come una base NH 3 + O NH OH - Base (1) acido(2) acido(1) base(2) O si comporta come un acido NH 3 /NH 4 + è una coppia coniugata: NH 4 + è l acido coniugato di NH 3 NH 3 è la base coniugata di NH 4 + Coppia coniugata HA + B A - + BH + Acido 1 base 2 base 1 acido 2 Coppia coniugata 6

7 1-3- Definizione di Lewis Ulteriore estensione alla definizione di Bronsted che permette di applicare il concetto di acidi e basi a reazioni che non avvengono in soluzione acquosa: (esempio: NH 3 + HCl allo stato gassoso) -un acido è una sostanza che accetta una coppia di elettroni -una base è una sostanza che dona una coppia di elettroni -Esempio: NH 3 è una base di Lewis BF 3 è un acido di lewis H H.. x x. N x x H.... F..... B.. F F +.+ 7

8 2- Prodotto ionico dell acqua- ph e poh HNO 2 + O NO H 3 O + NH 3 + O NH OH - L acqua si comporta da acido o da base in funzione delle caratteristiche delle altre sostanze presenti. Sostanze che hanno questa caratteristica sono dette anfotere (anfiprotiche). 2 O H 3 O + + OH - [H 3 O + ]. [OH - ] K = Kw = K. [ O] 2 = [H 3 O + ]. [OH - ] = 1, [ O] 2 Valore alto considerato costante 8

9 In assenza di acidi o basi : [H 3 O + ] = [OH - ] = 1, ph = -log [H 3 O + ] log (1. 10 a ) = a In assenza di acidi e basi (ambiente neutro) [H 3 O + ] = 1, ph = 7 In ambiente acido [H 3 O + ] > [OH - ] > 1, ph < 7 In ambiente basico [H 3 O + ] < [OH - ] < 1, ph > 7 poh = -log [OH - ] Kw = [H 3 O + ]. [OH - ] = 1, pkw = -log Kw = -log [H 3 O + ] -log [OH - ] pkw = ph + poh = 14,00 ph = 14-pOH 9

10 [H 3 O + ] 1,00x10-1 M 1,00x10-2 M 1,00x10-3 M 1,00x10-4 M 1,00x10-7 M 1,00x10-10 M 1,00x10-14 M ph [OH - ] poh 1,00 1,00x10-13 M 13,00 2,00 1,00x10-12 M 12,00 3,00 1,00x10-11 M 11,00 4,00 1,00x10-10 M 10,00 7,00 1,00x10-7 M 7,00 10,00 1,00x10-4 M 4,00 14,00 1,00M 0,00 10

11 3- Acidi e basi forti e deboli Acidi e basi forti sono completamente dissociati in soluzione acquosa Acidi e basi deboli non sono completamente dissociati: la forma non dissociata coesiste con i prodotti di dissociazione. Acidi forti Basi forti Acidi deboli Basi deboli HCl HI HBr HNO 3 SO 4 (1 dissociazione) HClO 4 NaOH LiOH KOH Ba(OH) 2 HF HNO 2 HClO S CH 3 COOH NH 3 Al(OH) 3 Fe(OH) 2 11

12 3-1 Calcolo del ph di soluzioni di acidi forti HA + O A - + H 3 O + [H 3 O + ] = [HA] ph = -log [HA] [HA] 1, M 1, M 1, M 1, M ph 1,00 2,00 3,00 4,00 12

13 3-2 Calcolo del ph di soluzioni di basi forti BOH B + + OH - ph = -log [H 3 O + ] [H 3 O + ].[OH - ] = 1, , ph = -log [OH - ] [OH - ] = [BOH] 1, ph = -log [BOH] [BOH] 1, M 1, M 1, M 1, M ph

14 Metodo basato sul poh BOH B + + OH - poh = - log [OH - ] = -log [BOH] ph + poh = 14 ph = 14- poh [BOH] poh ph 1, M 1 1, M 2 1, M 3 1, M

15 3-3 Calcolo del ph di soluzioni di acidi e basi deboli Acidi e basi deboli monoprotici HF + O F - + H 3 O + [H 3 O + ]. [F - ] K a = [HF] inizio [ O] costante equilibrio HF c c-x F - 0 x H 3 O + 0 x x K 2 a = c-x x 2 = K a.c K a.x x 2 +K a.x K a c =0 -K a ± K a K a. c x =

16 Generalmente si può semplificare perché x << c K a = x 2 /c x 2 = K a.c x = (K a.c) ½ ph = -log x = -log (K a.c) ½ = -½ log K a - ½log c = ½ pk a -½ log c Si può considerare x << c quando - K a inferiore o dell ordine di c > 10-2 M E comunque consigliato verificare la validità dell approssimazione in base al risultato ottenuto 16

17 Esempio: ph di una soluzione 1,5 M di acido acetico CH 3 COOH + O H 3 O + + CH 3 COO - K a = 1, x = (K a.c) ½ =(1, ,5) = 5, x << c ph = -½ log Ka - ½log c 4,755-0,176 ph = = 2,29 2 In quali condizioni si può considerare che [H 3 O + ] è trascurabile rispetto alla concentrazione dell acido (x << c)? -Ka < o dell ordine di C > 10-2 M 17

18 BOH B + + OH - [B + ].[OH - ] K b = [BOH] inizio equilibrio BOH c c-x B + 0 x OH - 0 x x 2 K b = c-x x<< c K b = x 2 /c x = (K b /c) ½ poh = ½ pk b -½logc ph = 14-pOH 18

19 Relazione fra K a e K b HF + O H 3 O + + F - F - + O HF + OH - [H 3 O + ] [F - ] K a = [HF] [HF] [OH - ] K b = [F - ] [ O] BOH B + + OH - B O BOH + H 3 O + [B + ]. [OH - ] K b = [BOH] [BOH][H 3 O + ] K a = [B + ] K a. K b = K w 19

20 Forze relative di alcuni acidi e basi di Brønsted-Lowry Forza acida decrescente Forza basica crescente Acido perclorico Acido iodidrico Acido bromidrico Acido cloridrico Acido solforico Acido nitrico Ione idronio Ione idrogeno solfato Acido nitroso Acido acetico Acido carbonico Ione ammonio Ione idrogeno carbonato Acqua HCl 4 HI HBr HCl SO 4 HNO 3 H 3 O + HSO 4 - HNO 2 CH 3 COOH CO 3 NH 4 + HCO 3 - O Ione percolato Ione ioduro Ione bromuro Ione cloruro Ione idrogeno solfato Ione nitrato Acqua Ione solfato Ione nitrito Ione acetato Ione idrogeno carbonato Ammoniaca Ione carbonato Ione idrossido ClO - I - Br - Cl - HSO 4 - NO 3 - O SO 4 -- NO 2 - CH 3 COO - HCO 3 - NH 3 CO 3 -- HO - 20

21 Acidi e basi deboli poliprotici HA + O H 3 O + + A - = acido monoprotico cede un solo protone all acqua A + O H 3 O + + HA - = acido biprotico cede 2 protoni all acqua HA - + O H 3 O + + A 2- = acido triprotico cede 3 protoni all acqua = acido poliprotico cede n protoni all acqua Ogni equilibrio ha la sua costante di dissociazione. [H 3 O] +. [HA - ] K a1 = Nella maggior parte dei casi Ka2 è molto piccolo rispetto a ka1 si considera solo la prima [ A] dissociazione SO 4 è un acido forte per la prima dissociazione, Ka 2 [H 3 O] +. [A 2- ] K a2 = = 1,20.!0-2 dissociazioni bisogna considerare le due [HA - ] 21