Acidi e Basi: Teoria di Arrhenius (fine 1800)

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1 Acidi e Basi: Teoria di Arrhenius (fine 1800) Definisce acido una sostanza HA, contenente idrogeno, che in soluzione acquosa è in grado di dissociare ioni H + Definisce base una sostanza MOH, contenente gruppi idrossi (OH), che in soluzione acquosa è in grado di dissociare ioni OH - Normalmente: Acido + acido non reagiscono Base + base non reagiscono Acido + base reagiscono: si parla di NEUTRALIZZAZIONE

2 Acidi e Basi: Teoria di Broensted e Lowry (1923) Definisceacido una sostanza donatrice di protoni (H + ) Definiscebase una sostanza accettrice di protoni (H + ) + - Acido Base Non si fa più riferimento: 1) All acqua come solvente 2) Al processo di dissociazione 3) Alla presenza di ioni idrossido

3 Gli acidi di Arrhenius sono anche acidi di Broensted? Si riconsiderino le seguenti reazioni acido-base: 1) + - Acido Base 2) Acido Base Le basi di Arrhenius sono anche basi di Broensted? NaOH (aq) Na + (aq) + OH- (aq) OH - (aq) + H 3 O+ (aq) 2 H 2 Base Acido

4 Esistono basi di Broensted che non sono basi di Arrhenius? Base Acido

5 Acido 1 Base 2 Acido 2 Base 1 Donatore di H + Accettore di H + Donatore di H + Accettore di H + Coppie coniugate acido/base E.g.: Acido 2 Acido 1 Base 1 Base 2 Coppie coniugate acido/base NaOH/OH - HCl/Cl - NH 4+ /NH 3 H 3 O + /H 2 O H 2 O/OH -

6 In soluzione acquosa a) Un acido di Broensted genera ioni H 3 O + HCl H 2 O + - b) Una base di Broensted genera ioni OH NH 3 H 2 O c) Ne risulta una reazione netta di NEUTRALIZZAZIONE acido-base OH - (aq) + H 3 O+ (aq) 2 H 2

7 Per la generica reazione Acido + Base Sale ( O) Acido Base Sale H 0 r kj mol -1 HCl NaOH NaCl -57,1 HCl KOH KCl -57,2 HNO 3 NaOH NaNO 3-57,3 2 HCl Ba(OH) 2 BaCl 2 2 (-58,2) il H r di neutralizzazione di queste specie sembra essere indipendente da acido e base, a conferma dell esistenza, in ogni caso, della stessa reazione netta di neutralizzazione.

8 Reazioni Acido-Base NON in Soluzione Acquosa E.g. 1: In ammoniaca liquida: NH + 4 (am) + NH - 2 (am) Acido Base 2 NH 3(l) NH 4 + (am) + I - (am) Acido Base NH 3(l) + HI (am) E.g. 2: In fase gassosa: HCl (g) + NH 3(g) Acido Base NH 4 Cl (s) BF 3(g) + NH 3(g) Acido Base NH 3 BF 3(s)

9 Acidi e Basi: Teoria di Lewis Definisceacido una sostanza accettice di una coppia elettronica Definiscebase una sostanza donatrice di una coppia elettronica A + :B A-B Acido di Lewis Base di Lewis Addotto acido-base Legame covalente Acido di Lewis Base di Lewis Addotto acido-base

10 Acido Base Addotto H O [H-OH 2 ] + = H 3 O + H + OH - H-OH = H 2 O H + NH 3 H-NH 3 = NH + 4 H 2 O O 2- H-O - + OH - = 2 OH - Dalla tabella si evince che acidi e basi di Broensted sono anche acidi e basi di Lewis

11 Equilibri Acido-Base ACIDO 1 + BASE 2 BASE 1 + ACIDO 2 K C = [BASE 1 ][ACIDO 2 ]/[BASE 2 ][ACIDO 1 ] E.g.: H 2 + NH 3(aq) OH - (aq) + NH 4 + (aq) Acido 1 Base 2 Base 1 Acido 2 K C = [OH - ][NH 4+ ]/[NH 3 ][H 2 O] CH 3 COOH (aq) CH 3 COO - (aq) + H 3 O+ (aq) Acido 1 Base 2 Base 1 Acido 2 K C = [CH 3 COO - ][H 3 O + ]/[CH 3 COOH][H 2 O] H 2 OH - (aq) + H 3 O+ (aq) H 2 O e anfiprotica, autoionizza. Acido 1 Base 2 Base 1 Acido 2 (non è l unica specie) K C = [OH - ][H 3 O + ]/[H 2 O] 2

12 Equilibri di Autoionizzazione E.g. 1: NH 3(l) + NH 3(l) NH 4 + (am) + NH 2 - (am) Base 2 Acido 1 Acido 2 Base 1 E.g. 2: CH 3 COOH (l) + CH 3 COOH (l) CH 3 COO - (ac) + CH 3 COOH 2 + (ac) Acido 1 Base 2 Base 1 Acido 2 E.g. 3: Al(OH) 3 + Al(OH) 3 Al(OH) Al(OH) 2 + Acido 1 Base 2 Base 1 Acido 2

13 Prodotto Ionico dell Acqua H 2 OH - (aq) + H 3 O+ (aq) K C = [OH - ][ H 3 O + ]/[H 2 O] 2 In soluzioni acquose diluite, [H 2 O] è ca. costante. Ne consegue: [H 2 O] = mol(h 2 O)/V(H 2 O) = [g(h 2 O)/PM(H 2 O)]/V(H 2 O) = = [1000 g/(18 g mol -1 )]/1L = 55,5 mol L -1 Si definisce COSTANTE di AUTOIONIZZAZIONE dell ACQUA la grandezza K w : K W = K C [H 2 O] 2 = [OH - ][H 3 O + ] = 1, M 2 a 25 C pk W = - log K W = - log ( ) = 14,00 T, C K W, M 2 0, , , ,

14 Costanti di Ionizzazione Acida HA (aq) H 3 O + (aq) + A- (aq) K C = [A - ][H 3 O + ]/[HA][H 2 O] se [H 2 O] ca. costante: K A = K C [H 2 O] = [A - ][H 3 O + ]/[HA] COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA E.g. 1: CH 3 COOH (aq) H 3 O + (aq) + CH 3 COO- (aq) K A = [CH 3 COO - ][H 3 O + ]/[CH 3 COOH] = 1, M pk A = - log(k A ) = - log (1, ) = 4,74 E.g. 2: HCN (aq) H 3 O + (aq) + CN- (aq) K A = [CN - ][H 3 O + ]/[HCN] = 4, M pk A = 9,31

15 K A pk A Composto Forza dell acido Libera più H 3 O ,00 HClO 2 1, ,74 CH 3 COOH ,53 HClO 4, ,31 HCN K A alta ( ) pk A bassa acido forte K A bassa ( ) pk A alta acido debole

16 Costanti di Ionizzazione Basica B (aq) OH - (aq) + BH+ (aq) K C = [OH - ][HB + ]/[B][H 2 O] se [H 2 O] ca. costante: K B = K C [H 2 O] = [OH - ][HB + ]/[B] COSTANTE DI IONIZZAZIONE BASICA E.g. 1: CH 3 NH 2(aq) OH - (aq) + CH 3 NH 3 + (aq) K B = [CH 3 NH 3+ ][OH - ]/[CH 3 NH 2 ] = 3, M pk B = - log(k B ) = 3,44

17 K A pk B Composto Forza della base Libera più OH - 3, ,44 CH 3 NH 2 1, ,75 NH 3 4, ,37 C 6 H 5 NH 2 K B alta ( ) pk B bassa base forte K B bassa ( ) pk B alta base debole

18 Relazione tra Acidi e Basi Coniugati 1. Reazione Basica dell Ammoniaca, NH 3 NH 3(aq) NH 4 + (aq) + OH - (aq) K B = [NH 4+ ][OH - ]/[NH 3 ] 2. Reazione Acida dello Ione Ammonio, NH 4 + NH + NH 3(aq) + H 3 O + 4 (aq) (aq) K A = [NH 3 ][H 3 O + ]/[NH 4+ ] 3. K A K B = [NH 3 ][H 3 O + ]/[NH 4+ ] [NH 4+ ][OH - ]/[NH 3 ] = [H 3 O + ][OH - ] = K W K A K B = K W per qualsiasi coppia coniugata acido/base log (K A K B ) = log (K A ) + log (K B ) = log (K W ) pk A + pk B = pk W = 14,00 E.g.: pk B (NH 3 ) = 4,75 pk A (NH 4+ ) = 14,00 4,75 = 9,25 pk A (CH 3 COOH) = 4,74 pk A (HIO) = 10,65 Ovvero: Lo ione ammonio è un acido debole E più debole di CH 3 COOH, ma più forte di HIO

19 Qual è il significato della relazione K A K B = K W? Quanto più forte è un acido, tanto più debole è la sua base coniugata. Quanto più forte è una base, tanto più debole è il suo acido coniugato.

20 Acidi e Basi Forti in Soluzione Acquosa HA (aq) H 3 O + (aq) + A- (aq) Completa K A B (aq) OH - (aq) + BH+ (aq) Completa K B Acidi forti in soluzione acquosa Nome Formula Acido Nitrico HNO 3 Acido Cloridrico HCl Acido Bromidrico HBr Acido Iodidrico HI Acido Perclorico HClO 4 Acido Solforico H 2 SO 4 * * Completa solo la I dissociazione Basi forti in soluzione acquosa Gruppo Composto Formula I Idrossidi NaOH, KOH Ossidi Na 2 O Ammidi KNH 2 II Idrossidi * Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 Ossidi CaO, BaO Ammidi Ca(NH 2 ) 2 * Be escluso

21 Acidi e Basi Deboli in Soluzione Acquosa Acidi: Inorganici [O n E(OH) m ] ed Organici (RCOOH) Quasi tutti con K A <<1 L equilibrio HA (aq) H 3 O + (aq) + A- (aq) è spostato a sinistra.

22 Acidi e Basi Deboli in Soluzione Acquosa Basi: Basi organiche all azoto: RNH 2, R 2 NH, R 3 N Quasi tutte con K B <<1 L equilibrio B (aq) OH - (aq) + BH+ (aq) è spostato a sinistra.

23 L elettronegatività dell atomo legato all idrogeno acido influenza il grado di l acidità dell acido

24 Scala di ph ph = log [H 3 O + ] Basso ph alta concentrazione [H 3 O + ] Alto ph bassa concentrazione [H 3 O + ] poh = log [OH - ] Alto poh bassa concentrazione [OH - ] Basso poh alta concentrazione [OH - ] A 25 C in soluzione acquosa: K W = [H 3 O + ][OH - ] = M 2 log K W = log [H 3 O + ] + log[oh - ] ph + poh = 14 poh ph < 7 ph > poh > 7 poh < ACIDO NEUTRO BASICO 0 ph

25 NaOH 1 M BASICO NEUTRO Soluzione di Ammoniaca Casalinga Acqua Marina Sangue Acqua Pura Latte ACIDO Aceto Succo di Limone Acidi Gastrici HCl 1 M

26 ph di Soluzioni Acquose di Acidi Forti X - HX (aq) H 3 O + (aq) + X- (aq) Completa K A H 3 O + H 2 OH - (aq) + H 3 O+ (aq) K W = [H 3 O + ][OH - ] = M 2 [H 3 O + ] Acqua 10-7 M Se [H 3 O + ] HX >> [H 3 O + ] Acqua 10-7 M [H 3 O + ] TOT [H 3 O + ] HX = z [HX] 0 [HX] 0 = concentrazione iniziale di acido z = numero di moli di H 3 O + dissociate (per mole di reagente) ph = -log (z [HX] 0 ) 1a Acidi forti non diluitissimi

27 ph di Soluzioni Acquose di Basi Forti B (aq) OH - (aq) + BH+ (aq) Completa K B H 2 OH - (aq) + H 3 O+ (aq) K W = [H 3 O + ][OH - ] = M 2 [OH - ] Acqua 10-7 M Se [OH - ] B >> [OH - ] Acqua 10-7 M [OH - ] TOT [OH - ] B = z [B] 0 [B] 0 = concentrazione iniziale di base z = numero di moli di OH - dissociate (per mole di reagente) poh = -log (z [B] 0 ) 1b ph = 14 - poh Basi forti non diluitissime

28 ph di Soluzioni Acquose di Acidi Deboli Monoprotici HA (aq) H 3 O + (aq) + A- (aq) K A = [A - ][H 3 O + ]/[HA] H 3 O + A - HA H 2 OH - (aq) + H 3 O+ (aq) K W = [H 3 O + ][OH - ] = M 2 [H 3 O + ] TOT = [H 3 O + ] HA + [H 3 O + ] Acqua 1 a approssimazione: [H 3 O + ] HA >> [H 3 O + ] Acqua [HA] M 2 a approssimazione: [HA] eq [HA] 0 K A 10-4 M K A =[A - ][H 3 O + ] TOT /[HA] [A - ][H 3 O + ] HA /[HA] 0 = [H 3 O + ] 2 /[HA] 0 [H 3 O + ] = ([HA] 0 K A ) 1/2 ph = -log([ha] 0 K A ) 1/2 = -1/2 log([ha] 0 ) + 1/2 pk A 2a Acidi deboli concentrati con K A non molto alta (< 10-4 )

29 ph di Soluzioni Acquose di Basi Deboli Monoprotiche B (aq) OH - (aq) + BH+ (aq) K B = [BH + ][OH - ]/[B] H 2 OH - (aq) + H 3 O+ (aq) K W = [H 3 O + ][OH - ] = M 2 [OH - ] TOT = [OH - ] B + [OH - ] Acqua 1 a approssimazione: [OH - ] B >> [OH - ] Acqua [B] M 2 a approssimazione: [B] eq [B] 0 K B 10-4 M K B =[BH + ][OH - ] TOT /[B] [BH + ][OH - ] B /[B] 0 = [OH - ] 2 /[B] 0 [OH - ] = ([B] 0 K B ) 1/2 poh = -log([b] 0 K B ) 1/2 = -1/2 log([b] 0 ) + 1/2 pk B ph = /2 log([b] 0 ) - 1/2 pk B 2b Basi deboli concentrate con K B non molto alta (< 10-4 )

30 [H 3 O + ] = (C 0 K A ) 1/2 K A C Non vale la 2 a approssimazione: [HA] 0 [H 3 O + ] HA [HA] 0 Non vale la 1 a approssimazione: [H 3 O + ] HA ~ [H 3 O + ] Acqua

31 Acidi Poliprotici H 2 A (aq) HA - (aq) + H 3 O+ (aq) K A1 = [H 3 O + ][HA - ]/[H 2 A] HA - (aq) A 2- (aq) + H 3 O+ (aq) K A2 = [H 3 O + ][A 2- ]/[HA - ] H 2 A (aq) + 2 H 2 A 2- (aq) + 2 H 3 O+ (aq) K ATOT = K A1 K A2 = [H 3 O + ] 2 [A 2- ]/[H 2 A] Acido Formula pk A1 pk A2 pk A3 Solforico H 2 SO 4 Forte 1,92 Ossalico (COOH) 2 1,23 4,19 Solforoso H 2 SO 3 1,81 6,91 Fosforoso H 3 PO 3 2,00 6,59 Fosforico H 3 PO 4 2,12 7,21 12,67 Tartarico C 4 H 6 O 6 3,22 4,82 Carbonico H 2 CO 3 6,37 10,25 Solfidrico H 2 S 6,88 14,15 pk A1 < pk A2 < pk A3

32 Soluzioni Tampone Si definiscono SOLUZIONI TAMPONE quelle soluzioni tali che per diluizione o piccole aggiunte di acido o base forte non cambiano sensibilmente il ph. Si preparano miscelando: Acido debole + suo sale in rapporto di molarità nell intervallo 0,1-10 Base debole + suo sale in rapporto di molarità nell intervallo 0,1-10 Per capirne il comportamento, si consideri l equilibrio: HA (aq) H 3 O + (aq) + A- (aq) K A = [A - ][H 3 O + ]/[HA] log K A = log[a - ]/[HA] + log[h 3 O + ] pk A = - log [A - ]/[HA] + ph ph = pk A - log [HA] eq /[A - ] eq Equazione di Henderson-Hasselbach

33 Si considerino i due equilibri presenti simultaneamente in soluzione acquosa: HA (aq) H 3 O + (aq) + A- (aq) A - (aq) HA (aq) + OH - (aq) ph i = pk A - log [HA] 0 /[A - ] 0 a) AGGIUNTA di [OH - ]: HA (aq) + OH - (aq) A - (aq) scompare HA, compare A - K = [A - ]/[HA][OH - ] = K A /K W >> 1 ( ) ph f = pk A log ([HA] 0 [OH - ])/([A - ] 0 + [OH - ]) f A 0 0 b) AGGIUNTA di [H 3 O + ]: A - (aq) + H 3 O+ (aq) HA (aq) scompare A -, compare HA K = 1/K A >> 1 ( ) ph f = pk A log ([HA] 0 + [H 3 O + ])/([A - ] 0 - [H 3 O + ]) c) AGGIUNTA di H 2 O: ph f = pk A log[n HA /V]/[n A- /V] = pk A log n HA /n A-

34 La presenza di HF contrasta in parte l aggiunta di base: il ph aumenta di poco La presenza di F - contrasta in parte l aggiunta di acido: il ph diminuisce di poco

35 Titolazione di Acido Forte con Base Forte Si supponga di dover stimare la variazione di ph in 100 ml di HCl 0.1 M per aggiunta graduale di NaOH 0.1 M. In soluzione, hanno luogo: HCl (aq) H 3 O + (aq) + Cl- (aq) NaOH (aq) Na + (aq) + OH- (aq) OH - (aq) + H 3 O+ (aq) 2 H 2 K = (K W ) -1 = M -2 W 1) V(NaOH) = 0 ml [H 3 O + ] = 0,1 M ph = 1 2) V(NaOH) = 10 ml n(h 3 O + ) = n 0 (H 3 O + ) n(oh - ) = C 0 (H 3 O + )V(HCl) - C 0 (OH - )V(NaOH) = = 0,1 100 mmol 0,1 10 mmol = 9 mmol V TOT = V 0 + V(NaOH) = 110 ml [H 3 O + ] = n(h 3 O + )/V TOT = 9/110 = 0,0818 M ph = 1,09

36 3) V(NaOH) = 20 ml n(h 3 O + ) = n 0 (H 3 O + ) n(oh - ) = C 0 (H 3 O + )V(HCl) - C 0 (OH - )V(NaOH) = = 0,1 100 mmol 0,1 20 mmol = 8 mmol V TOT = V 0 + V(NaOH) = 120 ml [H 3 O + ] = n(h 3 O + )/V TOT = 8/120 = 0,0667 M ph = 1,18 4) V(NaOH) < 100 ml n(h 3 O + ) = n 0 (H 3 O + ) n(oh - ) = C 0 (H 3 O + )V(HCl) - C 0 (OH - )V(NaOH) = = 0,1 100 mmol 0,1 V(NaOH) mmol V TOT = V(NaOH) ml [H 3 O + ] = n(h 3 O + )/V TOT = [10 0,1 V(NaOH)]/[100 + V(NaOH)]

37 V(NaOH), ml [H 3 O + ], M ph 0 0,1 1, ,0818 1, ,0667 1, ,0538 1, ,0428 1, ,0333 1, ,0250 1,60 Acido 70 0,0176 1, ,0111 1, ,0053 2, , , , ,30 99,9 5, , ,00 Neutro 100,1 5, * 9, , * 10,70 * [OH - ] 110 4, * 11,78 Basico In eccesso di OH - : [OH - ] = n(oh - )/V TOT = [C(OH - ) V(NaOH) 0,1 100]/[100 + V(NaOH)]

38 CURVA di TITOLAZIONE di ACIDO FORTE con BASE FORTE ph ph = 7,00 Punto di Equivalenza ml NaOH Curva di titolazione di 40 ml di HCl 0,1 M mediante NaOH 0,1 M. Il ph aumenta gradualmente nelle regioni prima e dopo il punto di equivalenza, in modo brusco in prossimità del punto di equivalenza. Al punto di equivalenza, raggiunto dopo l aggiunta di 40 ml di NaOH 0,1 M, il ph della soluzione è 7.

39 CURVA di TITOLAZIONE di BASE FORTE con ACIDO FORTE ph 7 Punto di Equivalenza ml HCl Curva di titolazione di 40 ml di NaOH 0,1 M mediante HCl 0,1 M. Il ph decresce gradualmente nelle regioni prima e dopo il punto di equivalenza, in modo brusco in prossimità del punto di equivalenza. Al punto di equivalenza, raggiunto dopo l aggiunta di 40 ml di HCl 0,1 M, il ph della soluzione è 7.

40 ph [HCl] 0 V(NaOH) Al punto di equivalenza, ph = 7, n acido = n base ovvero (C V) acido = (C V) base Incognito Noti C acido = C base V base / V acido

41 Titolazione di Acido Debole con Base Forte Si supponga di dover stimare la variazione di ph in 10 ml CH 3 COOH 0,1 M per aggiunta graduale di NaOH 0,1 M V(NaOH), ml Appena ottenuta idrolisi basica: n(ha) = 0 mmol e n(a - ) = 1 mmol V tot = 20 ml ph 0 2,87 Acido debole 1 3,79 Tampone 2 4,13 Tampone 3 4,37 Tampone 4 4,56 Tampone 5 4,74 ph = pk A Tampone Equimolecolare A 6 4,92 Tampone 7 5,11 Tampone 8 5,34 Tampone 9 5,69 Tampone 10 8,72 Idrolisi Basica [OH - ] = (K B /V tot ) 1/2 = [(10-14 /1, )/20] 1/2 = 5, mol L -1 poh = 5,28

42 ph Punto di Equivalenza Punto di Equivalenza ph = 8,72 ph = 7,00 (a) (b) ml NaOH Confronto tra curve di titolazione (a) acido debole-base forte (40 ml di CH 3 COOH 0.1 M con NaOH 0,1 M) e (b) acido forte-base forte (40 ml di HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M): Al punto di equivalenza, raggiunto dopo l aggiunta di 40 ml di NaOH, il ph è pari a 8,72 e 7,00, rispettivamente. In una titolazione acido debole-base forte, il ph al punto di equivalenza è > 7: si ha IDROLISI BASICA.

43 Acido Molto Debole Idrolisi Basica ph > 7 ph 7 Acido Forte Quanto minore è K A, ovvero tanto più debole è l acido, tanto più è basico il ph presso il punto di equivalenza. ml NaOH

44 Titolazione di Base Debole con Acido Forte 7 ph Punto di Equivalenza Idrolisi Acida ph < 7 In una titolazione base debole-acido forte, il ph al punto di equivalenza è minore di 7: si ha IDROLISI ACIDA. ml HCl

45 Indicatori di Titolazione Acido-Base Si definisce INDICATORE di TITOLAZIONE ACIDO-BASE una sostanza HIn dalle caratteristiche di acido o base debole che, aggiunta in piccola quantità ad una soluzione, si colora in funzione del ph. La forma acida HIn e quella basica In - hanno colori distinti: HIn H + + In - K ind = [H 3 O + ][In - ]/[HIn] K ind /[H 3 O + ] = [In - ]/[HIn] ph pk ind = log [In - ]/[HIn] Per [In - ] << [HIn] ovvero quando ph < pk ind prevale la colorazione HIn Per [In - ] >> [HIn] ovvero quando ph > pk ind prevale la colorazione In -

46 Esempi di Indicatori di Titolazione Acido-Base Indicatore Colore 1 pk in Colore 2 Blutimolo Rosso 1,7 Giallo Metilarancio Rosso 3,4 Giallo Blubromofenolo Giallo 3,9 Blu Rosso metile Rosso 5,0 Giallo Blubromotimolo Giallo 7,1 Blu Blutimolo Giallo 7,9 Blu Fenolftaleina Incolore 9,4 Rosa

47 Intervalli di viraggio di alcuni indicatori PUNTO di VIRAGGIO: punto nel quale ho una variazione brusca di un parametro fisico. Dovrebbe essere il più vicino possibile al punto di equivalenza. INTERVALLO DI VIRAGGIO: pk in 1; pk in + 1

48 Come scegliere un indicatore?

49 Sali Si definisce SALE un composto ionico, ottenibilealmenoformalmente dalla reazione di neutralizzazione di un acido con una base HCl + NaOH Acido Base NaCl O Sale H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 Acido Base CaSO H 2 O Sale In generale, la dissociazione elettrolitica di un sale in acqua è del tipo: AB (s) H 2 Elettrolita forte: K A + (aq) + B- (aq) Elettrolita debole: K finita (tipicamente <<1) Osservazione Sperimentale: Soluzione di NaCl ph = 7 neutro Soluzione di NaF ph > 7 basico Soluzione di NH 4 Cl ph < 7 acido Come mai?

50 I CASO: NaCl in acqua H 2 NaCl (s) Na + (aq) + Cl- (aq) a) Comportamento acido di Na + : Na + (aq) + 2 H 2 NaOH (aq) + H 3 O + (aq) K A (Na + ) = [H 3 O + ][NaOH]/[Na + ] [OH - ]/[OH - ] = K W [NaOH]/[Na + ][OH - ] = K W /K B (NaOH) K B (NaOH) K A (Na + ) 0 A b) Comportamento basico di Cl - : Cl - (aq) HCl (aq) + OH - (aq) K B (Cl - ) = [OH - ][HCl]/[Cl - ] [H 3 O + ]/[H 3 O + ] = K W [HCl]/[Cl - ][H + ] = K W /K A (HCl) K A (HCl) K B (Cl - ) 0 NaCl [in realtà: Na + (aq) + Cl - (aq)] dà soluzione acquosa neutra

51 II CASO: NaF in acqua H 2 NaF (s) Na + (aq) + F- (aq) Comportamento basico di F - : F - (aq) HF (aq) + OH - (aq) K B (F - ) = [OH - ][HF]/[F - ] [H 3 O + ]/[H 3 O + ] = = K W [HF]/[F - ][H 3 O + ] = K W /K A (HF) = /10-4 = M F - è una base debole di K B = M K A (HF) K B (F - ) = K W = M 2 NaF in acqua dà IDROLISI BASICA e soluzione basica.

52 III CASO: NH 4 Cl in acqua H 2 NH 4 Cl (s) NH 4 + (aq) + Cl - (aq) Comportamento acido di NH 4+ : NH + 4 (aq) NH 3(aq) + H 3 O + (aq) K A (NH ) = [H 3 O ][NH 3 ]/[NH ] [OH ]/[OH ] = = K W [NH 3 ]/[NH 4+ ][OH - ] = K W /K B (NH 3 ) =10-14 /10-5 = 10-9 M NH 4+ è un acido debole di K A = 10-9 M K B (NH 3 ) K A (NH 4+ ) = K W = M 2 NH 4 Cl in acqua dà IDROLISI ACIDA e soluzione acida.

53 IV CASO: NH 4 F in acqua H 2 NH 4 F (s) NH 4 + (aq) + F - (aq) Ho una soluzione 1:1 = NH 4+ : F - NH 4+ è un acido di forza K A = K W /K B (NH 3 ) = 10-9 M 4 A W B 3 F - è una base di forza K B = K W /K A (HF) = M Ho competizione tra acido debole e base (un po più) debole: NH 4 F in acqua dà soluzioni debolmente acide