Teoria di Lewis. Un acido di Lewis è una specie chimica che può formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da un altra specie.

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1 Teoria di Lewis Spiega perché alcune reazioni hanno proprietà acidobase 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 chimica 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.

2 : : H + + H :N:H H H-N-H H H Accettore di una coppia di elettroni Donatore di una coppia di elettroni - - +

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

4 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.

5 Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ) Teoria di Brönsted-Lowry: un acido (base) è una specie che ha tendenza a perdere (acquistare) un protone Teoria di Lewis: un acido (base) è una qualsiasi sostanza capace di accettare (donare) una coppia di elettroni di non-legame

6 La forza degli acidi e delle basi: costante di dissociazione forza acida di un qualsiasi acido HA è data dal valore numerico più o meno elevato della costante di equilibrio della reazione: HA + H 2 O H 3 O + + A [H 3 O + ][A ] K = [HA][H 2 O] [H 3 O + ][A ] K [H 2 O] = K a = [HA] [H 3 O + ][A ] K a = [HA] K a = costante di dissociazione dell'acido

7 -più elevato è il valore di K a, più l'acido è forte, più tende a dissociarsi - più piccolo è il valore di K a, più l'acido è debole, meno tende a dissociarsi B + H 2 O = HB + + OH [HB + ][OH ] K [H 2 O] = K b = [B] K b viene definita costante di dissociazione della base Più elevato è il valore di K b, più la base è forte

8 Costanti di dissociazione di acidi e basi Per ognuna delle reazioni di dissociazione acida o basica in soluzione acquosa, è possibile esprimere una costante di dissociazione (K di reazione): HCl H + + Cl - K a = (acido forte) CH 3 COOH CH 3 COO - + H + K a = 1.76*10-5 = [CH 3 COO - ][H + ]/[CH 3 COOH] (acido debole) NaOH Na + + OH - K b = (base forte) NH 3 NH OH - K b = 1.79*10-5 = [NH 4+ ][OH - ]/[NH 3 ] (base debole)

9 Costanti di dissociazione per acidi poliprotici H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO H 3 O + K 1 H 2 PO H 2 O HPO H 3 O + K 2 HPO H 2 O PO H 3 O + K 3 K 1 = 7,5 X 10-3 K 2 = 6,2 X 10-8 K 3 = 4,8 X Per gli acidi poliprotici la K 1 > K 2 > K 3 etc, questo perchè è sempre più difficile strappare un protone ad un sistema carico negativamente piuttosto che ad uno neutro

10 Autoionizzazione dell acqua L acqua pura allo stato liquido è un debole elettrolita anfiprotico. L equilibrio di dissociazione è: 2H 2 O H 3 O + + OH - [H 3 O + ][OH ] K = [H 2 O] 2 Con K << 1 equilibrio molto spostato a sinistra K [H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH ] K w = prodotto ionico dell'acqua a 25 C: K w = [H 3 O + ][OH ] = 10 14

11 Il prodotto ionico dell acqua indica che, a temperatura costante, il prodotto delle concentrazioni degli ioni derivati dalla dissociazione dell acqua è costante è vale 1x10-14 Nell acqua pura la concentrazione di ioni H 3 O + è uguale alla concentrazione degli ioni OH-, quindi a 25 C: [ H O ] [ OH ] (moli /litro) Sulla base di questo valore è evidente che la dissociazione dell acqua è molto piccola

12 Acidi poliprotici 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

13 Definizione del ph ph = logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione molare di H +

14 Scala del ph la soluzione è neutra se il ph=7; quando il ph < 7 la soluzione è acida; quando il ph > 7 la soluzione è basica.

15 Aceto Pioggia Sangue ph Succo gastrico Succo d arancia Latte Ammoniaca per uso domestico

16 Relazione tra K a e K b di una coppia acido-base Una conseguenza della presenza dell autoprotolisi dell acqua è che le forze di un acido e di una base coniugati non sono indipendenti HA + H 2 O H 3 O + + A - A - + H 2 O HA + OH -

17 Relazione tra K a e K b di una coppia acido-base K a K b = K w pk w = pk a + pk b a 25 C pk a + pk b = 14.0

18 Acidi e basi in soluzione acquosa Un acido ed una base neutralizzano il loro effetto: si forma acqua Le reazioni acido-base svolgono molto calore (H + + OH - H 2 O; H<0) L acidità/basicità di una soluzione si misura con il ph: ph = -Log[H + ] Acidità crescente Basicità crescente

19 Determinazione del ph 1. Acido/base forti (K A/B >>1): La reazione HA + H 2 O H 3 O + + A - avviene in modo quantitativo. HA + H 2 O H 3 O + + A - La concentrazione molare dell acido corrisponde alla concentrazione molare di H +

20 Ad esempio per una concentrazione di HCl di 0.1 mol/l il ph sarà: 1 ph log[ H3O ] log10 1 [ H O 3 [ OH ][ OH ] KW [ H O poh Log[ OH 3 ] K W 10 ] ] In generale avremo: Acido Base [H 3 O + ] = C A [OH - ] = C B ph = -Log C A ph = 14-Log C B

21 2. Acido/base deboli: La reazione HA + H 2 O H 3 O + + A - Non avviene in modo quantitativo, ma secondo la costante di dissociazione K a (K b per la base)

22 Ad esempio per una concentrazione di HA di 0.1 mol/l con K A = avremo: HA + H 2 O H 3 O + + A -

23 Se K A è sufficientemente piccola (K A < 10-4 ) C A è sufficientemente grande (C A > 10-3 ) Si può considerare C A -x = C A Altrimenti è necessario risolvere l equazione di secondo grado Analogamente, per le basi:

24 INDICATORI DI ph Gli indicatori di ph sono delle sostanze organiche che cambiano colore a seconda del valore di ph. Ad esempio il metil arancio è rosso per ph < 3.1 e giallo per ph > 4.4. Quindi danno informazioni sul ph di una soluzione. In pratica gli indicatori di ph sono acidi o basi deboli che presentano un colore diverso da quello delle loro basi o acidi coniugati HIn + H 2 O In - + H 3 O + rosso giallo

25 Quando [H 3 O + ] >> K a la soluzione appare rossa Quando [H 3 O + ] << K a la soluzione appare gialla Quando [H 3 O + ] K a la soluzione appare arancione Metilarancio pk a = - log 10 K a ph rosso arancio giallo

26 Indicatori Metilarancio Timolftaleina Verde di cresolo Fenoftaleina Rosso di metile

27 Problemi Una soluzione di KOH ha ph 13,215. Calcolarne la molarità. Calcolare il ph di una soluzione a) 1, M di HCl; b) 1, M di HCl. Calcolare il ph di una soluzione ottenuta da 32,8 ml di HCl concentrato (37% in peso, d = 1,190 g/ml) e acqua fino ad un volume finale di 1 litro. Calcolare il ph e la concentrazione delle specie presenti all equilibrio in una soluzione 1,00 M di acido acetico sapendo che la sua K a =1, Una soluzione 5, M di acido lattico ha ph 2,195. Calcolare la costante di dissociazione dell acido lattico (CH 3 CHOHCOOH).

28 L NH 3 è una base debole con K b = 1, Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di NH 3 perché il suo ph sia 10,824. Una soluzione 0,500 M della base debole dietilammina, (C 2 H 5 ) 2 NH, ha ph 12,330. Calcolare quanti ml di H 2 O bisogna aggiungere a 150,0 ml di tale soluzione perché il ph diventi uguale a 11,50. Calcolare la concentrazione delle specie all equilibrio in una soluzione 0,100 M di idrogeno solforato (H 2 S). H 2 S è un acido biprotico con costanti di dissociazione K 1 = 1, e K 2 = Calcolare la concentrazione delle specie in una soluzione 1, M di acido solforico. L acido solforico è un acido biprotico la cui prima dissociazione è completa. La costante della seconda dissociazione è K = 1, Calcolare la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione 0,400 M di acido fosforico (H 3 PO 4 ). Le costanti di dissociazione sono: K 1 = 7, , K 2 = 6, , K 3 = 2, La chinina, un alcaloide con formula C 19 H 2 ON 2 (OH)OCH 3, è una base debole biprotica le cui costanti di dissociazione sono: K 1 = 1, e K 2 = 1, Calcolare il ph e la concentrazione delle specie all equilibrio in una soluzione 1, M di chinina.

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