FORZA DI ACIDI E BASI HA + :B HB + + A

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Fabio Corso
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1 FORZA DI ACIDI E BASI n La forza di un acido è la misura della tendenza di una sostanza a cedere un protone. n La forza di una base è una misura dell'affinità di un composto ad accettare un protone. n n Un acido forte è un acido che ha una forte tendenza a cedere il suo protone. Questo significa che la sua base coniugata deve essere debole, poiché ha scarsa affinità per il protone. HA + :B HB + + A Un acido debole ha scarsa tendenza a cedere il suo protone, il che indica che la sua base coniugata è forte poiché ha un'alta affinità per il protone. HA + :B HB + + A

2 Forza basica Forza acida

3 ACIDI E BASI FORTI Gli acidi forti In acqua si ionizzano completamente e reagendo con l acqua formano lo ione idronio e la loro base coniugata HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Le basi forti In acqua si dissociano completamente e reagendo con l acqua formano ioni idrossido e il loro acido coniugato. NaOH H 2 O HO - + Na +

4 ACIDI DEBOLI e BASI DEBOLI La maggior parte degli acidi e delle basi è debole, cioè non donano o accettano fortemente il protone. La rispettiva forza di un acido o di una base debole può essere quantitativamente espressa da una costante si equilibrio. Si parlerà quindi di costante di ionizzazione acida (K a ) costante di ionizzazione basica (K b )

5 COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA Per un generico acido debole HA, si può scrivere l equilibrio: HA + H 2 O H 3 O + + A Gli equilibri a cui ci riferiamo sono in soluzioni diluite e l acqua è pura; Si ottiene una nuova espressione, quella della costante di acidità, K a. [H 3 O + ][ A ] n [HA] = K a Quanto maggiore è la costante di ionizzazione acida, tanto più forte è l'acido, cioè maggiore è la sua tendenza a cedere un protone.

6 SIGNIFICATO DELLA COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA n Quanto maggiore è la costante di ionizzazione acida, tanto più forte è l'acido, cioè maggiore è la sua tendenza a cedere un protone. n Per convenienza la forza di un acido è generalmente indicata, piuttosto che dal suo Ka, dal suo valore di pka. pka = - log 10 Ka n Si noti che quanto più è piccolo il pka, tanto più forte è un acido.

7 RIASSUMENDO: n acidi molto forti pka < 1 n acidi moderatamente forti pka = 1-5 n acidi deboli pka = 5-15 n acidi estremamente deboli pka > 15

8 COSTANTE DI IONIZZAZIONE BASICA B: + H 2 O OH + HB + [OH ][ HB + ] [B:] = K b n Quanto maggiore è la costante di ionizzazione basica, tanto più forte è la base, cioè maggiore è la sua tendenza ad accettare un protone. n Per convenienza la forza di una base è generalmente indicata, piuttosto che dal suo K b, dal suo valore di pk b. pk b = - log 10 K b n Si noti che quanto più è piccolo il pk b, tanto più forte è una base.

9 n basi molto forti pkb< 1 n basi moderatamente forti pkb = 1 5 n basi deboli pkb = 5 15 n basi estremamente deboli pkb > 15

10 Tipiche basi forti sono gli idrossidi del gruppo IA e IIA: LiOH idrossido di litio Ca(OH) 2 idrossido di calcio NaOH idrossido di sodio Sr(OH) 2 idrossido di stronzio KOH idrossido di potassio Ba(OH) 2 idrossido di bario Tipici acidi forti sono: HCl acido cloridrico H 2 SO 4 acido solforico HBr acido bromidrico HNO 3 acido nitrico HI acido iodidrico HClO 4 acido perclorico

12 Direzione delle reazioni acido-base Tutte le reazioni di trasferimento di protone (reazioni acido-base) procedono prevalentemente dalla coppia acido-base più forte verso quella più debole Acido più forte di H 3 O + Acido più debole di HCl HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Base più forte di Cl Base più debole di H 2 O CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO

13 AUTOIONIZZAZIONE DELL ACQUA Due molecole di acqua si comportano, rispettivamente, da acido e da base H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Possiamo scrivere la costante d equilibrio in termini di attività: a temperatura costante K = [H 3 O+ ] [OH - ] [H 2 O] 2

14 K = [H 3 O+ ] [OH - ] [H 2 O] 2 Nelle soluzioni diluite la concentrazione dell acqua pura può essere considerata costante (55,55 M), per cui può essere inglobata nella costante K e L espressione risultante è detta costante di autoprotolisi dell acqua, K w o prodotto ionico dell acqua: [H 3 O + ] [OH - ] = K x [H 2 O]2 = K w N.B. la concentrazione 55,55 M deriva da 1000 g di acqua /PM dell acqua, cioè 1000/18=55,55

15 [H 3 O + ] [OH - ] = K w Poiché un campione di acqua pura è elettricamente neutro e gli ioni H 3 O + ed OH - sono gli unici ioni, la loro concentrazione deve essere uguale, cioè: [H 3 O + ] = [OH - ] a 25 C K w = [H 3 O + ] [OH - ] = 1,0 x [H 3 O + ] =[OH-] = 1,0 x 10-7 K w =[H 3 O + ][OH - ]=x 2 x 2 =1,0 x x=10-7 In acqua pura le concentrazioni dello ione idronio e dello ione ossidrile sono entrambe 1,0 x 10-7 M a 25 C

16 Soluzioni neutre, acide e basiche In una soluzione neutra, [H 3 O + ] = [OH - ]. Entrambi sono uguali a 1,0 x 10-7 M. In una soluzione acida, [H 3 O + ] >[OH - ]. [H 3 O + ] >1,0 x 10-7 M e [OH - ] < 1,0 x 10-7 M. In una soluzione basica, [H 3 O + ] < [OH - ]. [H 3 O + ] < 1,0 x 10-7 M e [OH - ] > 1,0 x 10-7 M.

17 il ph Il ph di una soluzione è l opposto del logaritmo in base 10 della concentrazione degli ioni idronio ph = - log 10 [H 3 O + ] Il poh di una soluzione è l opposto del logaritmo in base 10 della concentrazione degli ioni OH - poh = - log 10 [OH - ]

18 In acqua pura a 25 C, [H 3 O + ] =[OH - ] = 1,0 x 10-7 ph = -log(1,0 x 10-7 ) = - [log(1,0) + log (10-7 )] = - [0,00 + (-7)] = 7,00 Analogamente, si dimostra che nelle stesse condizioni il poh è 7,00. Applicando il calcolo logaritmico all intera equazione della k w, si ottiene che: ph + poh = 14 In soluzione acquosa a 25 C la somma del ph e del poh deve essere uguale a 14.

19 Il valore del ph ci permette di valutare le proprietà acido-base delle sostanze disperse in soluzione. Il calcolo del ph ha perciò una grandissima importanza pratica

20 Calcolo del ph di una soluzione data la concentrazione di un acido o di una base in soluzione La concentrazione di un acido o di una base in una soluzione ed il ph della soluzione sono due cose differenti. Solo le molecole dissociate influenzano il valore del ph che dà informazioni sulla concentrazione di ioni idrogeno in soluzione. Il ph di soluzioni di acidi e di basi può essere determinato con un calcolo piuttosto semplice quando l acido o a base sono l unica sostanza presente in soluzione in quantità significativa. Per acidi e basi forti La concentrazione degli ioni OH- e degli ioni H 3 O + si considera pari alla concentrazione molare dell acido o della base forte presente in soluzione Per un acido forte, [H 3 O + ] = C dell acido Per una base forte [OH - ] = C della base Questa relazione è valida per soluzioni contenenti acidi e basi forti in concentrazioni molari maggiori di Per soluzioni con conc. minori di questo valore, per il calcolo del ph o del poh si deve tenere conto del contributo apportato dall equilibrio di ionizzazione dell acqua.

21 ESEMPI 1. Calcolare il ph di una soluzione acquosa di HNO 3 0,15 M. HNO 3 + H 2 O H 3 O + + NO 3 - [H 3 O + ] = [HNO 3 ] = 0,15 M ph = -log (0,15) = -log(1,5 x 10-1 ) = -log1,5 + 1= 0.82

22 2. Una soluzione contiene 0,700 g di NaOH ed ha un volume di 500 ml. Si calcoli il ph. NaOH Na + + OH - [OH - ] = [NaOH] ; ph + poh = 14 Concentrazione M di NaOH = mol NaOH litri di sol. mol NaOH= 0,700 g = ,9971 M NaOH = = poh= -log = ph= 14-pOH= = 12.56

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