Arrhenius. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH -

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1 Arrhenius Un acido è una sostanza che contiene H ed è in grado di cedere ioni H + e base è una sostanza che ha tendenza a cedere ioni OH - in acqua H 2 O HCl H + + Cl - H 2 O NaOH Na + + OH - Reazione di neutralizzazione produce H 2 O e sale (Na + e Cl - ) H + + OH - H 2 O

2 Brönsted Lowry Un acido è una sostanza in grado di cedere protoni (H + ) e base è una sostanza che ha tendenza ad accettare protoni in soluzione acquosa HF (aq) + H 2 O (l) F - (aq) + H 3 O+ (aq) La dissociazione di HF è la donazione di un protone all acqua che accettando lo ione H + si comporta da base

3 NH 3(aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Ammoniaca si comporta da base

4 Lo ione H + è molto piccolo e possiede una forte carica positiva; è una specie molto reattiva che in soluzione si lega all ossigeno (molto elettronegativo) di una molecola di acqua formando la specie H 3 O + Se un acido (HA) dona il suo H + si trasforma in una specie (A - ) che è in grado di accettare H + e quindi può comportarsi da base HA (aq) + H 2 O (l) Acido A - (aq) + H 3 O+ (aq) Base

5 Una base accettando ioni H + si trasforma in un acido di Brönsted A - (aq) Base + H 2 O (l) HA (aq) + OH - (aq) Acido L acqua può comportarsi sia da acido sia da base Sostanza anfotera

6 Per Brönsted gli acidi e le basi esistono solo come coppie coniugate acido-base Quindi un acido reagisce sempre con una base per dare base ed acido coniugati HNO 3(aq) + NH 3(aq) NO 3 - (aq) + NH 4 + (aq) Acido Base Base Acido Un acido è tale solo in presenza di una base e viceversa

7 Lewis Un acido è una sostanza in grado di accettare una coppia solitaria di elettroni per raggiungere una configurazione stabile; base è una sostanza che possiede ed è in grado di donare ad un altro atomo una coppia solitaria di elettroni NH 3(aq) + H + (aq) NH 4 + (aq) Base Acido

8 Autoionizzazione dell acqua H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH- (aq) Dato che questa è una reazione di equilibrio posso scrivere una costante K K = [H O + ][OH 3 [H 2 O] 2 - ] Ma l equilibrio è molto spostato a sinistra e [H 2 O] 2 è tanto elevata da considerarsi costante, possiamo scrivere K w = [H 3 O + ] [OH - ] Prodotto ionico dell acqua

9 K w = [H 3 O + ] [OH - ] = 1, a T = 298 K Nell acqua pura [H 3 O + ] = [OH - ] Soluzioni che hanno [H 3 O + ] = [OH - ] si dicono neutre Se [H 3 O + ] = [OH - ] [H 3 O + ]. [H 3 O + ] = 1, [H 3 O + ] = 1, Soluzioni neutre a 298 K hanno [H 3 O + ] = 1, M Se [H 3 O + ] > di 1, M la soluzione è acida Se [OH - ] > 1, M la soluzione è basica

10

11 MISURA DI ph ph è il logaritmo negativo della concentrazione molare dello ione H + : ph = - log [H + ] ph < 7 Soluzione acida ph = 7 Soluzione neutra A 298 K ph > 7 Soluzione basica

12 Scala di ph Soluzione ph Acido nelle batterie 0 Succo gastrico 1,4 Succo di limone 2,3 Aceto 3 Piogge acide (media) 3,4 Coca Cola 3,8 Succo di pomodoro 4,2 Caffè 4,5 Latte 6,5 Acqua minerale gassata 6,6 Acqua distillata 7 Sangue 7,4 Acqua di mare 8,5 Sapone neutro 10 Ammoniaca commerciale Detergenti per superfici dure 11,8 13 Soda caustica 14

13

14 poh = - log [OH - ] [H 3 O + ] [OH - ] = 1, a T = 298 K ph + poh = 14 a T = 298 K

15 Acidi e basi forti: calcolo del ph HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Reazione di dissociazione completa Acido forte Es. Soluzione acquosa di HCl 0,1 M ph??? Si guardano i coefficienti stechiometrici; in questo caso [HCl] = [H + ] = 0,1 M ph = -(log 0,1) = 1 NaOH Na + + OH - Reazione di dissociazione completa Base forte Es. Soluzione acquosa di NaOH 0,1 M ph??? Si guardano i coefficienti stechiometrici; in questo caso [NaOH] = [OH - ] = 0,1 M poh = -(log 0,1) = 1 ph = 14-1 = 13

16 Attenzione ai coefficienti stechiometrici H 2 SO H 2 O 2 H 3 O + + SO 4 2- Es. Soluzione acquosa di H 2 SO 4 0,1 M ph??? In questo caso [H + ] = 2 x [H 2 SO 4 ] = 0,2 M ph = -(log 0,2) = 0,70 Ca(OH) 2 Ca OH - Es. Soluzione acquosa di Ca(OH) 2 0,1 M ph??? Si guardano i coefficienti stechiometrici; in questo caso = [OH - ] = 2 x [Ca(OH) 2 ] = 0,2 M poh = -(log 0,2) = 0,70 ph = 14-0,70 = 13,3

17 Acidi e basi deboli: K di dissociazione CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - Reazione di dissociazione all equilibrio (non completa) Acido debole Posso scrivere una costante di equilibrio, K a K a = + [H O ][CH COO 3 3 [CH COOH] 3 - ] Più è piccolo il valore di K a più debole risulta l acido

18 NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - Reazione di dissociazione all equilibrio (non completa) Base debole Posso scrivere una costante di equilibrio, K b K b = + [NH4 ][OH [NH ] 3 - ] Più è piccolo il valore di K b più debole risulta la base

19 Forza Acido Ka Acidi forti Media forza Acidi deboli HClO 4 >>> HBr >>> H 2 SO 4 >>> HCl >>> HNO 3 24 H 3 PO H 2 SO HClO HF HNO CH 3 COOH H 2 CO H 2 S HClO H 3 BO HIO Forza Base Kb NaOH >>> Forti KOH >>> OH 1 Medie Mn(OH) Mg(OH) Deboli AgOH NH

20 Calcolo del ph per acidi e basi deboli Calcolare il ph di una soluzione 0,03 M di acido acetico. K a = 1,8 x 10-5 CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + K a = - [CH3COO ][H3O [CH3COOH] + ] CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + All inizio: 0,03 M 0 M 0 M All equilibrio: 0,03 x x x K a = [ x] [x] [0,03 - x] [x] [ x] [0,03] Se x è molto piccolo possiamo dire che [0,03 x] = [0,03] =

21 Per calcolare il ph devo conoscere la concentrazione di H 3 O + cioè di x [x] 2 = K a 0,03 [x] = Ka 0,03 [H 3 O + ] = K a Ca Il ph è 3,13

22 Calcolare il ph di una soluzione 0,01 M di ammoniaca. K b = 1,8 x 10-5 NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + K b = [OH ][NH - + [NH 3] 4 ] NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + All inizio: 0,01 M 0 M 0 M All equilibrio: 0,01 x x x K b = [ x] [x] [0,01- x] [x] [ x] [0,01] Se x è molto piccolo possiamo dire che [0,01 x] = [0,01] =

23 Per calcolare il ph devo conoscere la concentrazione di OH - cioè di x [x] 2 = K b 0,01 [x] = K b 0,01 [OH - ] = K b C b Il ph è 10,63

24 Relazione tra K a e K b per una coppia coniugata CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + K a = - [CH3COO ][H3O [CH3COOH] + ] K a = 1,8 x 10-5 CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH+ OH - K b = [CH 3 COOH] [OH - ] / [CH 3 COO - ] K a x K b = [H 3 O + ] [OH - ] = K w K b = 5,56 x K w = K a x K b

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