Equilibrio Chimico. Molte reazioni chimiche sono REVERSIBILI ovvero possono avvenire in entrambi i sensi

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1 Equilibrio Chimico Molte reazioni chimiche sono REVERSIBILI ovvero possono avvenire in entrambi i sensi Tali reazioni vengono rappresentate con una doppia freccia A + B Diretta Inversa C + D Le 2 reazioni avvengono contemporaneamente Quando la reazione diretta e quella inversa avvengono con la stessa velocità si ha una situazione dinamica nella quale la concentrazione di reagenti e prodotti non cambia nel tempo Equilibrio Chimico

2 Equilibrio Chimico La costante di equilibrio di una reazione chimica Data la reazione generica aa + bb cc + dd Si definisce COSTANTE DI EQUILIBRIO il valore K c = [C] c [D] d [A] a [B] b Le parentesi quadre [ ] indicano la concentrazione [A] = concentrazione della sostanza A La K c può essere misurata solo quando la reazione ha raggiunto l equilibrio

3 La costante di equilibrio K c : Equilibrio Chimico dice se all equilibrio la miscela contiene una elevata o bassa quantità di prodotto (rese nei processi industriali) prevede il verso nel quale la reazione si svolge non dà informazioni sulla velocità necessaria per raggiungere l equilibrio Un valore valore di Kc > 10 3 indica che la reazione favorisce fortemente i prodotti Un valore valore di Kc < 10-3 indica che la reazione favorisce fortemente i reagenti valori intermedi non favoriscono fortemente ne i reagenti ne i prodotti

4 Determinazione del verso di svolgimento di una reazione Equilibrio Chimico -Occorre determinare il quoziente di reazione Q che viene definito come la costante di equilibrio con la differenza che viene misurato in un qualsiasi momento della reazione -per prevedere se una certa miscela di prodotti o reagenti tenderà a produrre più prodotti o reagenti occorre confrontare Q con K -se Q < K allora la reazione si svolge verso destra, ovvero formerà altri prodotti -se Q > K, le concentrazioni dei prodotti sono troppo elevate (o quelle dei reagenti troppo basse) per essere compatibili con l equilibrio. Ne segue che la reazione procede al contrario, ovvero rifornisce di reagenti. -se Q = K, la miscela è all equilibrio

5 Equilibrio Chimico Raggiungimento dell equilibrio nella reazione generica aa + bb cc + dd

6 Equilibrio Chimico

7 Equilibrio Chimico Un equilibrio chimico può essere alterato da: -Temperatura -Pressione -Concentrazione dei reagenti PRINCIPIO DI LE CHATELIER Quando un sistema all equilibrio viene perturbato esso reagisce in modo da opporsi alla perturbazione 1800 A + B C + D aumentando la concentrazione di uno dei reagenti l'equilibrio si sposta verso i prodotti; aumentando la concentrazione di uno dei prodotti, l'equilibrio si sposta verso i reagenti.

8 ACIDI e BASI La definizione di acido e base si è evoluta nel corso degli anni, sviluppando modelli sempre più generali. Il modello di Arrhenius è stato ampliato dal modello di Brønsted-Lowry. Ancora più generale è il modello proposto da Lewis

9 Definizione di Arrhenius La prime definizioni significative di acido e base si devono al lavoro svolto dal chimico svedese S. Arrhenius alla fine del XIX secolo ( ), in relazione alla sua teoria della dissociazione elettrolitica. Secondo Arrhenius: ACIDI e BASI Un ACIDO è una sostanza che dissociandosi fornisce ioni idrogeno cioè una sostanza con formula generale HA che può dissociarsi secondo la reazione: HA H + + A - IONE IDROGENO Una BASE è una sostanza che dissociandosi fornisce ioni ossidrile cioè una sostanza di formula generale BOH che può dissociarsi secondo la reazione BOH N + + OH - IONE OSSIDRILE

10 Limiti delle definizioni di Arrhenius Queste definizioni comprendono moltissimi acidi e basi come: HCl, HNO 3, H 2 SO 4, NaOH, KOH, Mg(OH) 2, ACIDI e BASI ma -non spiegano il comportamento acido di sostanze quali CO 2, SO 2 o il comportamento basico ad esempio dell ammoniaca (NH 3 ). -non è corretto dire che in soluzione HCl si dissocia secondo la reazione: HCl H + + Cl - poiché il protone H + non esiste libero in soluzione acquosa in quanto si associa ad una molecola d acqua. La reazione di dissociazione in soluzione acquosa dell acido cloridrico sarà quindi rappresentata come: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - IONE IDRONIO

11 Solvatazione dello IONE IDRONIO in soluzione ACIDI e BASI

12 Per includere un maggior numero di sostanze le definizioni di Arrhenius sono state modificate ACIDI e BASI Si definisce Acido qualunque sostanza capace di aumentare la concentrazione degli ioni idronio: CO 2 + 2H 2 O H 3 O + + HCO 3 - Si definisce Base qualunque sostanza capace di aumentare la concentrazione degli ioni ossidrile: NH 3 + H 2 O NH OH -

13 Definizione di Brønsted e Lowry (1923) ACIDI e BASI La classificazione di Arrhenius non è generale ed è applicabile solo alle soluzioni acquose. Nel 1923, i chimici J. N. Brønsted e T. M. Lowry formularono una nuova teoria per definire le proprietà di acidi e basi, nota oggi come teoria di Brønsted-Lowry. In questa teoria: Un acido è una sostanza che tende a cedere un protone Una base è una sostanza che tende ad acquistare un protone Con questa teoria si introduce un nuovo concetto. Gli acidi e le basi si presentano come coppie coniugate acido-base.

14 Acidi e basi coniugate ACIDI e BASI

15 Reazioni acido base ACIDI e BASI in una reazione acido-base si verifica un effettivo trasferimento del protone da un acido ad una base. La ionizzazione di un acido HA non è una semplice dissociazione, ma il risultato della competizione tra le basi H 2 O e A - per il protone. Si verifica il trasferimento di un protone da HA (acido) ad H 2 O (base). Es: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - acido base coniugata

16 Reazioni acido base ACIDI e BASI BASE ACIDO ACIDO BASE BASE ACIDO ACIDO CONIUGATO BASE CONIUGATA

17 Reazioni acido base ACIDI e BASI SOSTANZA ANFOTERA: Una sostanza in grado di agire sia da acido che da base NH3 + H2O NH4 + + OH - ACIDO HCl + H2O Cl - + H3O + BASE L ACQUA ha natura anforeta = può accettare e donare protoni

18 H 2 O come acido e come base ACIDI e BASI Nell acqua pura sono presenti piccole, ma eguali quantità, di ioni idronio (H 3 O + ) e di ioni ossidrile (OH - ). Circa 1 molecola di H 2 O su 500 milioni trasferisce un protone ad un altra molecola di H 2 O, secondo la reazione: H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Acido 1 base 2 acido 2 base 1 2H 2 O H 3 O + + OH - dunque: K c [ H3O [ H ][ OH 2 O] 2 ] è pura, perciò la sua [ ] si considera costante (55.5 M) e si moltiplica per K c K w 14 [ H O ][ OH ] 1 M 3 10 in H 2 O pura la concentrazione di H 3 O + e OH - sono uguali e pari a 1 x 10-7 M, da ciò si spiega perché l acqua sia un pessimo conduttore di elettricità (bassa concentrazione di ioni) 2

19 ACIDI e BASI Rapporto fra ioni idronio e ioni in soluzioni acquose correlazione fra le concentrazioni di H 3 O + e OH -, dal momento che il loro prodotto è costante H 2 O pura

20 Il ph esprimere la concentrazione in scala logaritmica (permette di manipolare numeri in un campo più condensato e conveniente) PH : logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione molare di ioni ossidrile ph = -log[h 3 O + ] per es. il ph dell acqua pura a 25 C, la cui concentrazione di ioni H 3 O + è 1x 10-7 : ph = -log(1x10-7 ) = 7

21 Il poh ACIDI e BASI Analogamente, si definisce poh: il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione molare di ioni ossidrile: poh= -log 10 [OH - ] In acqua pura a 25 C: poh= -log 10 ( ) => poh = 7 K w 14 [ H O ][ OH ] 1 M log[h 3 O + ] - log[oh - ] = -logk w che equivale a: ph + poh = pk w = 14 Quindi : Se ph è 13 il poh è 1 Se ph è 12 il poh è 2 ecc.. Da questa relazione si estrapola la scala di misura del ph va da 0 a 14

22 La scala del ph e del poh ACIDI e BASI ph

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24 Il valore di ph di soluzioni acquose di uso comune e di alcuni fluidi biologici E molto importante conoscerlo perché influenza fortemente l attività degli enzimi

25 Come si misura il ph? cartina con indicatore = sostanze che cambiano colore a seconda che si trovino in ambiente acido o basico tornasole

26 phmetro: strumento costituito da un voltmetro collegato con 2 elettrodi immersi in una soluzione. La differenza di potenziale elettrico è proporzionale al ph. succo di arancia succo di limone 15 volte più acido dell arancia

27 La forza degli acidi e delle basi La forza di un acido o di una base si misura in base alla tendenza a cedere o ad acquistare protoni ACIDI e BASI FORTI Si ionizzano completamente quando sono sciolti in acqua ACIDO FORTE HCl + H2O Cl - + H3O + BASE FORTE NaOH + H2O Na + + OH - + H2O ACIDI E BASI DEBOLI Non si ionizzano completamente quando sono sciolti in acqua. Gli acidi deboli sono in equilibrio con la loro base coiugata e le basi deboli sono in equilibrio con il loro acido coniugato ACIDO DEBOLE BASE DEBOLE H2CO3 + H2O HCO3 - + H3O + NH3 + H2O NH4 + + OH -

28 La forza degli acidi e delle basi K c K c dal momento che le soluzioni in esame sono solitamente diluite e il solvente è pressocché totalmente acqua pura si può semplificare considerando la sua concentrazione costante Costante di dissociazione dell acido Costante di dissociazione della base Ka e Kb esprimono dal punto di vista quantitativo la forza rispettivamente di un acido e di una base. In una coppia acido-base, maggiore è la forza dell acido, minore sarà la forza della base coniugata.

29 La forza degli acidi e delle basi Maggiore è la forza di una acido e minore è quella della sua base coniugata, e viceversa

30 La forza degli acidi e delle basi Quindi la K a è correlata alla K b NH 3 + H 2 O NH OH - K b [ NH 4 ][ OH [ NH ] 3 ] NH H 2 O H 3 O + + NH 3 K a [ H 3 O [ NH ][ NH 4 ] 3 ] K a x K b = [H 3 O + ][OH - ] = K w pk a = -logk a pk b = -logk b pk w = 14 = pk a + pk b

31 La forza degli acidi e delle basi ACIDI POLIPROTICI Si definiscono acidi poliprotici quegli acidi capaci di dissociare in acqua due, tre o più moli di protoni per mole di composto. Es. H2SO4, H3PO4, etc. Normalmente i valori di Ka diminuiscono passando dalla prima, alla seconda o alla terza ionizzazione

32 ACIDI E BASI SECONDO LEWIS ACIDI e BASI ACIDO accettore di un doppietto elettronico BASE donatore di un doppietto elettronico Nella neutralizzazione di un acido con una base si forma un LEGAME COVALENTE, nel quale il doppietto elettronico proviene da un donatore, definito NUCLEOFILO, che lo cede ad un accettore, definito ELETTROFILO.

33 ACIDI E BASI SECONDO LEWIS