Acidi e Basi. Definizione di Arrhenius
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- Massimiliano Nicoletti
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1 Acidi e Basi Storicamente diverse teorie: Arrhenius Brønsted e Lowry Lewis Definizione di Arrhenius acido: sostanza (elettrolita) che in H 2 O libera ioni H + es. HA H + + A - base: sostanza (elettrolita) che in H 2 O libera ioni OH - es. BOH B + + OH - N.B. in soluzione lo ione H + esiste solo legato ad un altra specie chimica,ades.h 2 O, formando dunquelo ioneossonio,h 3 O +
2 Definizione di Arrhenius acidi: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - HCl H + + Cl - HNO 3 H + + NO - 3 HClO 4 H + + ClO - 4 H 2 SO 4 2H + + SO 2-4 acidi monoprotici acido diprotico basi: NaOH + H 2 O Na + + OH - + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 O Ca OH - + H 2 O
3 Reazioni acido-base Reazionidineutralizzazione cheproduconoh 2 O + sale,es: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Osserviamole meglio: HCl + NaOH NaCl + H 2 O H + + Cl - + Na + + OH - Na + + Cl - + H 2 O Valeadire: H + + OH - H 2 O
4 Limiti della teoria di Arrhenius definizionediacidoebasevalidesolocon solventeh 2 O; non può essere spiegato il comportamento acido o basico in acqua di composti, molecole o ioni, che nella loro formula non contengono ioni H + o OH -, ad esempio: NH 3, F -, CO 3 2-, S 2-, PO 4 3-, ecc. le specie chimiche che corrispondono alla definizione di Arrhenius rappresentano solo casi particolari di una classe di composti ben più ampia; la separazione tra comportamento acido-basico è solo formale: una stessa specie può comportarsi da acido o da base in funzione della sostanza con cui reagisce.
5 Teoria di Brønsted e Lowry Unacido è una sostanza che cede un protone (H + ) ad una sostanza che lo accetta, detta base. Si definisce base una sostanza capace di accettare un protone ceduto da un acido. HA + B A + HB + Acido 1 Base 2 Base 1 Acido 2 HA/A e B/HB + sono dette coppie coniugate acido-base
6 HF + H 2 O H 3 O + + F acido 1 base 2 acido 2 base 1 NH 3 + H 2 O NH OH base 1 acido 2 acido 1 base 2 HF / F - H 2 O / H 3 O + NH 3 / NH 4 + H 2 O / OH - coppie coniugate acido-base L acqua è una sostanza anfotera reazioni acido-base: reazione di scambio di protone la forza di un acido (base) è la misura della sua capacità di cedere (acquistare)unh +.
7 Autoionizzazione dell acqua (Autoprotolisi; elettrolita debole) H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH ac. 1 b. 2 acido base con. 2 con.1 H 3 O + ione ossonio OH ione ossidrile H 2 O H + + OH Lo ione H + in soluzione non esiste. K C [H 3 O [H 2 [OH O ma [H2O moli/l K w = K C [H 2 O 2 = [H 3 O + [OH = (55.5) 2 = prodotto ionico dell acqua (a 25 C) K w = [H 3 O + [OH
8 In acqua pura [H + = [OH 14 = K = 10 7 w moli/l H 2 O H + + OH K w = [H + [OH = Se [H + aumenta (diminuisce),[oh deve diminuire (aumentare) affinché K w = cost. [H O K [OH [OH K W [H O W 3 3 Se [H + = [OH - soluzione neutra[h + = [OH - = 10 7 Se [H + > [OH - soluzione acida [H + > 10 7 ; [OH - < 10 7 Se [H + < [OH - soluzione basicaoalcalina[h + <10 7 ; [OH - >10 7
9 Definizione di ph ph = log [H 3 O + per l H 2 O pura: ph = log [10-7 = 7 Se in una soluzione [H 3 O + = X moli/l, allora ph = log X Es. [H 3 O + = moli/l ph = log = 1.42 poh = log [OH - per l H 2 O pura: poh = log [10-7 = 7
10 K w = [H 3 O + [OH = log K w = - log [H 3 O + - log [OH = -log pk w = ph + poh = 14 In acqua pura [H 3 O + = [OH = 10 7 moli/l Se [H 3 O + =[OH - ph =poh =7 soluzioneneutra Se [H 3 O + >[OH - ph <7<pOH soluzioneacida Se [H 3 O + <[OH - ph >7>pOH soluzionebasicaoalcalina
11 Scala di ph acido neutro basico [H 3 O + [OH = ph + poh = 14 [H 3 O + = 1 M -log 1 = 0 ph = 0 [OH = /1 = poh = 14 Soluzioni ideali [ max = 1M [H + = 10 M -log 10 = -1 ph = -1 [OH = /10 = poh = 15
12 Scala di ph
13 Calcolare ph soluzione in cui la [OH - = n/l poh = -log [OH - = -log = -(-2.70) = 2.70 poiché ph + poh = 14 ph = 14- poh = = (basica) oppure Kw = [H 3 O + [OH = [H 10 [OH x10 12 n/ L ph = -log 5x10-12 = 11.30
14 ? [H 3 O + in una soluzione ph = 5.34 ph = 5.34 = log [H 3 O + log 10 [H 3 O + = [H 3 O + = 10 -ph = = 4.57x10-6 n/l
15 Forza degli acidi (o delle basi) L H 2 O è presa come riferimento: un acido (base) forte è completamentedissociatoinh 2 O ( ) HCl + H 2 O H 3 O + + Cl (HCl H + + Cl ) mentre se è debole è solo parzialmente dissociato ( ). HF + H 2 O H 3 O + + F La forza relativa di acidi (e basi) deboli dipende da quanto l equilibrio di dissociazione è spostato a destra(verso i prodotti). In una coppia coniugata, quanto più l acido (base) è forte, tanto più la base(l acido) coniugato è debole.
16 acido o base forte Es. HCl + H 2 O Cl + H 3 O + Es. Cl + H 2 O HCl + OH - Es. NaOH (+ H 2 O) Na + + OH (+ H 2 O) Es. Na + + H 2 O NaOH + H + In una coppia coniugata, quanto più l acido (base) è forte, tanto più la base (l acido) coniugato è debole.
17 Acidi forti: HCl, HNO 3, HClO 4 (monoprotici) eccezioni: HCN, HF, HNO 2 (ac. deboli) H 2 SO 4 Basi forti: idrossidi di metalli I e II gruppo: NaOH, KOH, Ca(OH) 2
18 acido o base debole Es. HA + H 2 O A + H 3 O + Es. A + H 2 O HA + OH Es. B + H 2 O BH + + OH Es. BH + + H 2 O B + H 3 O + In una coppia coniugata, quanto più l acido (base) è forte, tanto più la base (l acido) coniugato è debole.
19 Soluzione di acido forte HA a concentrazione Ca HA + H 2 O A + H 3 O + i Ca f - Ca Ca 2H 2 O H 3 O + + OH Ca + x x (x = [H + H2O ) [H 3 O + tot = Ca + [H 3 O + H2O 1) Ca > 10-6 moli/l 2) Ca < 10-6 moli/l Conservazione della massa: [Ca = [A Elettroneutralità della soluzione: [H 3 O + = [A + [OH Autoprotolisi dell acqua: K w = [H 3 O + [OH
20 Dall elettroneutralità: [H 3 O + = [OH - + [A - Ca [OH K W [H O 3 1) [H 3 O KW [H O 3 Ca se Ca 10-6 moli / L [H 3 O Ca ph -logca 2) KW [H3O Ca se Ca [H O moli / L 2 [ H O Ca[H3O KW 3 0
21 HClO 4 + H 3 O + H 3 O + + ClO 4 Diss. - Ca +x Ca 2 H 2 O H 3 O + + OH Eq x+ca x [H 3 O + tot = Ca + x 1) Se Ca > 10-6 moli/l Trascuriamo la [H + che proviene dalla dissociazione dell H 2 O [H + Ca ph = - log [H + = log Ca 2) Se Ca < 10-6 moli/l NON possiamo trascurare la [H + che proviene dalla dissociazione dell H 2 O [H + 2 Ca [H + Kw = 0 ph = log [H +
22 Calcolare il ph di una soluzione 10-4 M di HClO 4. Ca > 10-6 moli/l [H + Ca ph = - log [H + = log Ca = -log = 4
23 Calcolare il ph di una soluzione 10-8 M di HClO 4. Ca < 10-6 moli/l equazione quadratica [H + 2 Ca [H + Kw = 0 x x = 0 x = [H x x 10-8 ph = log [H + = -log 1.05 x 10-7 = 6.98 Se avessimo trascurato la [H + dell H 2 O ph = - log [H + = log Ca = -log 10-8 = 8 Impossibile!! ph basico
24 Soluzione di base forte BOH a concentrazione Cb BOH B + + OH i Cb f - Cb Cb 2H 2 O H 3 O + + OH x Cb+x (x = [OH - H2O ) [OH - tot = Cb + x 1) Cb > 10-6 moli/l 2) Cb < 10-6 moli/l Conservazione della massa: [Cb = [B + Elettroneutralità della soluzione: [OH = [H 3 O + + [B + Autoprotolisi dell acqua: K w = [H 3 O + [OH
25 [OH = [H 3 O + + [B + Cb K W [ H O [OH 3 1) [OH K [OH W Cb se Cb 10-6 moli / L [OH Cb poh -logcb ph 14- poh 2) [OH K [OH W Cb se Cb 10-6 moli / L [OH 2 Cb [OH K W 0
26 Es.CalcolareilpH diuna soluzione M di NaOH. Base forte(completamentedissociatainna + e OH - ) C b =510 3 > 10 6 moli/l poh = logc b = log( )=2.30 ph =14 poh = = 11.7 Es.CalcolareilpH diuna soluzione M di NaOH. C b =510 8 < 10 6 moli/l eqz.quadratica [OH - 2 Cb [OH - Kw = 0 x x = 0 x 1 = poh = log[oh- = log ( )=6.89 x 2 = ph =14 poh = = 7.11 approssimando: poh = logc b = log ( ) = 7.30 ph = 14 poh = =6.70 nonaccettabile: ph acido!
27 Es.CalcolareilpH diuna soluzionedih 2 SO M. Si consideri H 2 SO 4 forte in entrambe ledissociazioni(approssimazione) H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-2Ca Ca [H + = 2Ca= = > 10 6 moli/l ph =-log = 1.3 Es.CalcolareilpH diuna soluzionediba(oh) M. Ba(OH) 2 Ba OH - Cb 2Cb [OH - =2Cb = = > 10 6 moli/l poh = logc OH - =-log2c b = log( )=1.3 ph =14 poh =14 1.3=12.7
28 Es. Quanti grammi di HNO 3 (P.M. = 63) bisogna utilizzare per ottenere 350 ml soluzione acquosa a ph = 2.8? Acidoforte HNO 3 H + + NO 3 Dato che ph = 2.8 << 7, possiamo trascurare [H + dall acqua, quindi [H + = -log2.8 = moli/l = C a n g HNO 3 HNO 3 MV n PM g -4 moli
29 Es. Calcolare il ph di una soluzione ottenuta mescolando 120 ml di NaOH M e 200 ml di HCl M n NaOH =M V= = moli n HCl =M V= = moli HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) Inizio Fine Ai fini del calcolo del ph abbiamo moli di NaOH (base forte) in 320 ml di soluzione: C b M PoichéCb > 10 6 M,pOH = logcb = log = 4.2 ph =14 poh =14 4.2=9.8
30 Es.Per avereph =7.05, quantiμg dikoh (PM = 56.0) bisognaaggiungerea3.5litridi H 2 O? PoichépH7,bisognaconsiderareancheilcontributo dell autoionizzazionedell H 2 Oalla[OH. ph = 7.05 significa poh = = 6.95 da cui [OH = moli/l Dalla relazione [OH 2 C b [OH Kw = 0 si ricava C b = M n KOH = MV= = moli g KOH = = g = 4.52 μg
31 HA + H 2 O H 3 O + + A [H3O [A Kc [HA[H O [H 2 O = cost.,pertanto: Soluzioni di acidi e basi deboli 2 - K a K c [H 2 O [H 3 O [A [HA - costante di ionizzazione dell acido Analogamente per una base debole B: B + H 2 O BH + + OH K b K c [H 2 O [BH [OH [B - costante di ionizzazione della base
32 calcolo del ph di acidi e basi deboli IMP.Trascuriamo [H + e [OH provenienti dall acqua (no se ph 7) N.B. Calcolare il ph significa calcolare la [H + in soluzione all equilibrio.
33 Acido debole monoprotico (K a ) a conc. Ca HA + H 2 O H 3 O + + A i Ca - - eq Ca x x x HA H + + A eq Ca x x x x [H K a [H [A [HA - C [H a 2 [H
34 Acido debole monoprotico (K a ) a conc. Ca HA + H 2 O H 3 O + + A i Ca - - eq Ca x x x x[h K a 3 O [H 3 O [A [HA - C [H a 3 O [H 3 2 O Caso1:SeK a <10 3 eca>10 3 M l equilibrio è molto poco spostato a destra, cioè l acido è poco dissociatoesi puòtrascurarex([h 3 O + ) aldenominatore: C a [H 3 O + C a quindi: 3O KaCa [H
35 Acido debole monoprotico (K a ) a conc. Ca HA + H 2 O H 3 O + + A i Ca - - eq Ca x x x x[h K a - [H [A [HA 2 [H C [H a Caso 2: Se una o entrambe le condizioni sopra citate non sussistono, ricavare [H 3 O + dall equazione quadratica senza ulteriori approssimazioni: [H 3 O K a [H 3 O + K a C a = 0
36 Base debole monoprotica debole (K b ) a conc. C b Il caso è speculare a quello dell acido appena visto B (+ H 2 O) BH + + OH i C b - - eq C b x x x x[oh K b - [BH [OH [B - 2 [OH - C [OH b Caso 1:Se K b < 10 3 e C b > 10 3 M [OH K C b b Caso 2:Se una o entrambe le condizioni sopra citate non sussistono, usare l espressione quadratica: [OH K b [OH - K b C b = 0
37 idrossidi: basi forti B(OH) n B n+ + noh - basi organiche (deboli) :B + H 2 O BH + + OH idrossido di ammonio (base debole) NH 4 OH NH OH
38 Es. Calcolare quanti grammi di HIO 4 (PM = 192, K a = ) sono necessari per ottenere 100 ml di soluzione a ph = 1.55 HIO 4 H + + IO 4 K a > 10 3 no approssimazioni: [H K a [H + K a C a = 0 che per ph = 1.55 [H + = moli/l ( ) ( ) ( ) C a = 0 da cui C a = moli/l g HIO 4 = M V P.M. = = 1.20 g N.B. Usando [H KaCa un errore del 45 % in difetto! si ottiene C a = moli/l
39 Es. Calcolare la concentrazione di ammoniaca in una soluzione avente ph = 8.05 (K b = ). NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH ph = 8.05 significa poh = = 5.95 dunque [OH = moli/l Usando l espressione approssimata si ottiene: C b = M - [OH K b C b ATTENZIONE: C b << 10 3 M, quindi si deveutilizzare l espressione non approssimata: [OH 2 + K b [OH K b C b = 0 da cui C b = M (N.B. >> M)
40 ph e grado di dissociazione a Acidi e basi deboli non sono altro che casi particolari di elettroliti deboli B + H 2 O BH + + OH no Cb n V o Inizio - - V no ano ano eq (1a) V V V K b [BH - [OH B ma [BH [OH an V o K b 2 ano V no (1a) V no a V 1a 2 2 Cba 1a N.B. [OH = C b a
41 Nel caso di acidi deboli ph e grado di dissociazione a HA + H 2 O H 3 O + + A no Ca n V o Inizio - - V no ano ano eq (1a) V V V K a [H - [A HA ma [H [A an V o K a 2 ano V no (1a) V no a V 1a 2 2 Caa 1a N.B. [H + = C a a
42 Es. Sciogliendo 50.6 mg di acido formico (HA) in 500 mldi H 2 O sitrovacheph =3.24. CalcolareaeK a di HA(PM = 46.0). HCO 2 H HCO 2 + H + eq C a (1 a) ac a ac a ph = 3.24 corrisponde [H + = moli/l [H ac a a dacuia K C a 1-a (0.262) a -4 a IMP. Per calcolare K a o K b non usare MAI formule approssimate.
43 Es. A 25 C una soluzione acquosa di un acido monoprotico (K a = ) possiede una p= 2270 torr. Calcolare il ph. HA H + + A - (n = 2) Equil. C a (1 a) ac a ac a K a Caa 1- a 2 p= C a RT [1+a(n 1) = C a RT(1+a) K p a Ca a 1-a 2 C a 1 RT(1a) 2 a 1-a 2 1 RT da cui: a 0.10 Noto aricaviamo C a = M [H + = ac a = = moli/l e quindi ph = log [H + = 1.95
44 Es. Calcolare ae Kb di una base monoprotica debole che in una soluzione 0.01 M ha ph = [H + = 10 -ph = 6.6 x M [OH - = Kw/ [H + = 1.5 x10-3 M B + H 2 O BH + + OH in. Cb eq. Cb(1-a) Cba Cba [OH - = Cba a= [OH - /Cb = 1.5 x10-3 /0.01 = 0.15 Kb [BH - [OH [B C - 2 [OH - b[oh 3 2 (1.5x10 ) x x10 4 Kb 2 a Cb 1-a 2 (0.15) x10 4 NON trascurare [OH - nel calcolo di Kb
45 acido forte + acido forte -Mescolamento e ph - sono completamente dissociati, non si influenzano Es. Calcolare il ph della soluzione risultante dal mescolamento di 120 ml di HCl 0.1 M e 180 ml di HNO M. HCl = M V = = moli HNO 3 = M V = = moli HCl H + + Cl Inizio n Equil. - n 1 n 1 H + = moli HNO 3 H + + NO 3 - Inizio n Equil. - n 2 n 2 H + = moli
46 [H n H V tot moli/ L ph = log = 1.12 solo HCl ph = 1 solo HNO 3 ph = 1.22 Il ph della soluzione finale è intermedio: reciproca diluizione
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