Teorie Acido-Base. Gli acidi in acqua si dissociano e rilasciano H + Le basi in acqua si dissociano e rilasciano OH -

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1 Teorie Acido-Base Arrhenius: Gli acidi in acqua si dissociano e rilasciano H + Le basi in acqua si dissociano e rilasciano OH - Broensted-Lowry: Gli acidi rilasciano H + Le basi accettano H + Lewis gli acidi sono accettori di un doppietto elettronico Le basi sono donatori di un doppietto elettronico

2 NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - L ammoniaca acquista un protone dall acqua, trasformandosi nell acido coniugato ione ammonio. L acqua cede un protone all ammoniaca, trasformandosi nella base coniugata OH -.

3 Broensted-Lowry Acido = AH, Base = B Se la base B è acqua Se l acido AH è acqua AH + B A - + HB AH + H 2 O A - + H 3 O + H 2 O + B OH - + BH + Ne consegue che le reazioni di neutralizzazione sono tutte ricondotte alla reazione H 3 O + + OH - 2 H 2 O

4 Equilibri di Broensted CH 3 COOH(aq)+H 2 O CH 3 COO - (aq)+h 3 O + H 2 O+ NH 3 OH - + NH 4 + acido1+base2 base1+acido2

5 Auto-ionizzazione L acqua è anfiprotica: può agire da acido e da base H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - L acqua ionizza se stessa: Autoionizzazione La concentrazione di acqua è costante (55.5 M) e può essere inglobata in una nuova costante Kw Kw = costante di ionizzazione dell acqua, o prodotto ionico

6 Prodotto ionico dell acqua: Kw Kw misurata a 25 C è -log [H + ] + (-log[oh - ]) = -log Kw ph + poh = pkw = 14

7 Relazioni tra pka, pkb e pkw L ammoniaca come base: Lo ione ammonio come acido Moltiplicando le due:

8 La forza di acidi e basi in acqua Un acido AH che è un donatore di protoni più forte di H 3 O + può cedere H + ad H 2 O, ed è un acido forte Se come donatore di protoni ha una forza < H 3 O + ma > H 2 O è un acido debole Se la sua forza è < H 2 O è una base

9 ph La concentrazione di H 3 O + determina caratteristiche importanti delle soluzioni acquose La si definisce in termini di ph Per ph elevati si hanno pochi idrogenioni Aumentando di una unità di ph la concentrazione [H + ] diminuisce 10 volte A [H + ] > 1 M il ph è negativo

10 Misura del ph Il ph può essere misurato con opportuni apparecchi (phmetro) L aranciata ha ph 3.5, quindi L acqua pura ha ph = 7, quindi

11 Acidi e basi forti: calcolo ph Un acido forte è tutto ionizzato, quindi il ph può essere calcolato direttamente dalla conc dell acido. Es. HCl 0.1 M Per basi forti conc. base = [OH - ]

12 Acido forte e base forte Es. NaOH con HCl Al punto di equivalenza (es. 1 mol NaOH e 1 mol HCl) si hanno Na + e Cl - Questi ioni non hanno comportamento acido/base, non influenzano l acqua che avrà ph 7 Prima e dopo la titolazione si ha soluzione di base forte ed acido forte, quindi il cambiamento di ph è repentino

13 Acidi deboli Se un acido ha una Ka <<1 esso è poco dissociato: acido debole. (Es acido acetico: Ka = 1.8 x 10-5 M) La maggior parte del reagente è nella forma indissociata : CH 3 COOH, e solo una piccola frazione è dissociata: CH 3 COO - Comportamento comune a tutti gli acidi organici carbossilici

14 Basi deboli L ammoniaca ha Kb = 1.8 x 10-5 M, quindi in soluzione è quasi tutta nella forma NH 3, e solo una piccola frazione è come NH 4 + E una base debole, come tutte la ammine

15 Sali come acidi e basi I sali di una base o un acido debole cambiano il ph di una soluzione acquosa. Es. cloruro di ammonio. L NH 4+ si comporta da acido NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + Lo ione acetato si comporta da base CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -

16 Titolazione acido debole con una base forte Es. acido formico con NaOH Al punto di eqivalenza si ha Na + e HCOO - che è una base Quindi la soluzione è basica Il ph può essere calcolato con l equazione dell idrolisi dei Sali

17 Tamponi La soluzione di un sale di un acido debole è basico (CH 3 COO - è un base) A metà della titolazione, quando la soluzione contiene quantità quasi uguali di acido debole (o base) e di sale il ph cambia poco. Questa soluzione si oppone ai cambiamenti di ph indotti da H + o OH -

18 Capacità di un tampone Quantità di acido o base che può essere aggiunta senza che il tampone perda la sua capacità di opporsi a modificazioni del ph. L effetto tamponante migliore è a ph = pka, ed in intervallo +/- una unità di ph.

19 ACIDOSI ED ALCALOSI Le proteine sono il maggiore sistema tampone del sangue ph 7.35 (venoso), 7.4 (arterioso) La coppia H 2 CO 3 /HCO 3- tampone fisiologico [ ] elevata Acidosi es. diabete mellito (tipo I) quantità elevate di sost. acide, diventa acidosi scompensata. Se eliminiamo troppa CO2 (iperventilazione) si abbassa [H + ] e si va in alcalosi, contrastata più efficacemente da H 2 PO 4- /HPO 4 2-.

ESERCIZI ESERCIZI. 3) Una soluzione acquosa è sicuramente acida se: O + ] > 10-7 M O + ] > [OH - ] O + ] < [OH - ] d. [OH - ] < 10-7 M Soluzione

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