Ionizzazione dell acqua

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1 Acidi e basi

2 L idrogenione Un atomo di idrogeno è costituito da un solo protone e un solo elettrone. Se da un atomo di idrogeno estraiamo l elettrone, abbiamo un protone, che è il catione H + detto idrogenione Quando un composto in acqua si ionizza producendo idrogenioni, come fa ad esempio l acido cloridrico HCl, il protone, cioè lo ione H +, si lega con legame dativo all atomo di ossigeno di una molecola di acqua. Si forma così il catione H 3 O +, chiamato ione ossonio. Nello ione ossonio H 3 O + i nuclei dei quattro atomi si trovano ai vertici di una piramide a base triangolare.

3 Ionizzazione dell acqua Le molecole d acqua che riescono a ionizzare altre molecole d acqua provocano la loro dissociazione in due ioni: l idrogenione H + e lo ione idrossido o ossidrilione OH

4 Lo ione H + è un protone nudo, con un raggio molto più piccolo di 0,1 pm. Questa particella con la sua carica fortemente concentrata, posta in acqua sarà attratta fortemente dall estremità negativa del dipolo di una molecola d acqua. Raramente, in acqua, uno ione H + viene trasferito tra molecole di H 2 O H:O: + :O:H H:O:H + + :O:H H H H Autoionizzazione dell acqua (F. Kohlrausch, )

5 Prodotto ionico dell acqua (K w ) siccome solo pochissime molecole di acqua sono ionizzate, la concentrazione dell acqua [H 2 O] ha un valore costante (circa 55,5 mol/dm 3 ). Il prodotto delle concentrazioni degli idrogenioni e degli ioni idrossido in acqua ha il valore costante di a 25 C.

6 Le concentrazioni dei due ioni sono tra loro inversamente proporzionali, essendo il loro prodotto una costante, il K w : Ad esempio se la concentrazione degli ioni H + in acqua è 10-5 mol/dm 3 :

7 Acidi e basi Gli acidi e le basi sono fondamentali per la vita sulla Terra. Gli oceani sono il risultato di una gigantesca titolazione acido-base: gli acidi fuoriusciti dall interno della Terra sono stati titolati dalle basi sprigionatesi dalle rocce primordiali. Acido deriva dalla parola latina acidus : aspro. Alcali, termine per indicare le basi, deriva da una parola araba usata per indicare le ceneri ottenute dalla combustione di certe piante (tra cui vi era la potassa o carbonato di potassio). Robert Boyle (1684): gli alcali danno soluzioni saponose. Rouelle (1750):..un sale neutro si forma dalla reazione di un acido con qualsiasi sostanza che possa comportarsi come base per il sale Acido acetico

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9 Acidi e basi di Arrhenius Il chimico svedese Svante Arrhenius riuscì a spiegare meglio le caratteristiche di acidi e basi. Egli osservò che gli acidi e lebasi in soluzione conducevano la corrente elettrica, perché davano luogo alla formazione di specie chimiche cariche elettricamente, gli ioni. Arrhenius osservò che gli acidi sono sostanze capaci di rilasciare in acqua idrogenioni H +, mentre le basi in acqua liberano ioni idrossido OH -.

10 Acidi e Basi di Arrhenius La teoria di Svante Arrhenius, chimico svedese ( ), si limita a definire composti in soluzione acquosa perché si riferisce a ioni (H + e OH - ) derivanti dall acqua.

11 Un acido secondo Arrhenius è una sostanza che incrementa la concentrazione di ioni H 3 O + in acqua, una base è una sostanza che incrementa la concentrazione di ioni OH - in acqua.

12 Acidi e basi di Bronsted-Lowry Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido, che può essere una molecola o uno ione, rilascia un idrogenione a condizione che possa trasferirlo a una base, che è un altra molecola o un altro ione

13 L acido è la specie chimica donatore dell idrogenione, la base è la specie chimica accettore. Un acido è una specie chimica capace di cedere un idrogenione a una base; Una base è una specie chimica in grado di accettare un idrogenione da un acido.

14 Acidi e Basi di Broensted e Lowry Gli acidi sono donatori di ioni idrogeno (H + ) Le basi sono accettori di ioni idrogeno (H + ) Donatore HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Accettore

15 Coppie coniugate acido-base base acido

16 O H Una coppia di composti o di ioni che differiscono per una unità H + è chiamata coppia coniugata acido-base. In ogni reazione acido-base che implica il trasferimento di H + esistono due coppie coniugate acido-base.

17 Forza degli acidi e delle basi Gli acidi forti si ionizzano completamente (100%) in soluzione acquosa. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - (100 % ioni) Le basi forti si dissociano (100%) completamente in soluzione acquosa. NaOH Na + (aq) + OH - (aq) (100 % ioni) Acido forte (ionizzato al 100%) [H 3 O] + = concentrazione iniziale dell acido 0.1 M HCl (aq) + H 2 O(l) = = 0.1 M H 3 O + (aq) M Cl- (aq) Acido debole (ionizzato <10%) [H 3 O] + << concentrazione iniziale dell acido

18 Forze relative degli acidi e delle basi Più forte è l acido, più debole è la sua base coniugata. Più forte è la base, più debole è il suo acido coniugato. Tutti i protoni trasferiti nelle reazioni vanno dalla coppia acido-base coniugata più forte verso la coppia acidobase coniugata più debole

19 Acidi þ Producono ioni H + (sotto forma di H 3 O + ) in acqua þ Producono anche uno ione negativo (-) þ Sapore aspro þ Corrodono i metalli þ Reagiscono con basi per formare sali ed acqua Basi l Producono ioni OH - in acqua l Sapore amaro, calcareo l Sono elettroliti l Saponose al tatto, viscide l Reagiscono con acidi per formare sali ed acqua

20 Antiacidi l Vengono usati per neutralizzare gli acidi dello stomaco (HCl). l Alcuni contengono una o più basi deboli. Alka-Seltzer: NaHCO 3, acido citrico, e aspirina Di-gel: CaCO 3 e Mg(OH) 2 Gelusil: Al(OH) 3 e Mg(OH) 2 Maalox: Al(OH) 3 e Mg(OH) 2 Mylanta: Al(OH) 3 e Mg(OH) 2

21 Acqua e scala del ph H 3 O + OH - L acqua pura contiene piccole, ma quantità eguali di ioni H 3 O + and OH - H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - K = [H 3 O+ ][OH - ] [H 2 O] 2 K[H 2 O] 2 = K w K w = costante di ionizzazione dell acqua =[H 3 O + ][OH - ] ione idronio ione idrossido 1 x 10-7 M 1 x 10-7 M [ ] = Concentrazione molare K w = [ H 3 O + ] [ OH - ] = [ 1 x 10-7 ][ 1 x 10-7 ] = 1,008 x a 25 C

22 Acqua e scala del ph Piuttosto che esprimere la concentrazione degli ioni idronio ed idrossido utilizzando numeri molto piccoli o in forma esponenziale, i chimici hanno scelto di utilizzare una funzione della concentrazione che consentisse di convertire tali numeri in numeri più convenienti. ph = -log[h 3 O + ] poh = -log[oh - ] Nell espressione per [H 3 O + ] 1 x 10 -esponente l esponente = ph + ] = ph M [H 3 O

23 Range di ph Acido Neutro Basico [H + ]>[OH - ] [H + ] = [OH - ] [OH - ]>[H + ] In acqua pura la concentrazione degli ioni ossidrili è uguale alla concentrazione degli ioni idrogeno ed entrambi pari a 10-7 M, si ha ph = - log(1, ) = 7 poh = -log(1, ) = 7 K w = [H 3 O + ][OH - ] = 1, log([h 3 O + ][OH - ] ) = -log(1, ) -log([h 3 O + ]) + (-log[oh - ] ) = 14 ph + poh = 14

24 Acidità e basicità delle soluzioni

25 ph delle soluzioni comuni

26 Basi forti Acidi e basi forti Acidi forti

27 H 3 O + Acidi e Basi forti OH - H 3 O + OH - Gli acidi fanno aumentare la concentrazione di H 3 O +. Es.: HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Dopo aggiunta di acidi, [H 3 O + ] è maggiore che in acqua pura: > M All aumentare di H 3 O +, OH - diminuisce [H 3 O + ] > [OH - ] L aggiunta di base fa aumentare la concentrazione di ioni idrossido (OH - ) H 2 O Es. : NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) Dopo aggiunta di base l [OH - ] è più grande rispetto all acqua pura: [OH - ] > M Quando OH - aumenta, H 3 O + diminuisce [OH - ] > [H 3 O + ]

28 Acidi e basi forti Lo ione idronio è l acido più forte che può esistere nell acqua. Lo ione OH- è la base più forte che può esistere in acqua. Quando vengono posti in acqua acidi e basi forti si ionizzano completamente EFFETTO LIVELLANTE DELL ACQUA HCl, C A = concentrazione dell acido [H 3 O + ] = C A ph = -log C A NaOH, C B = concentrazione della base [OH - ] = C B poh = -log C B

29 Acidi e basi forti e deboli

30 Acidi e basi deboli Molti acidi e basi sono deboli. La forza relativa di un acido o di una base può essere espressa quantitativamente con una costante di equilibrio. Ka = [H 3 O+ ] 2. [HA] 0 [H 3 O] + Ka = [H 3O + ] 2 C A [HA] = C A [H 3 O + ] << [HA] 0 [H 3 O + ] = KaC A

31 ACIDI E BASI DEBOLI Supponendo di avere un acido debole HA di concentrazione c a e costante di dissociazione K a In prima approssimazione

32 Acidi e basi deboli Legge della diluizione di Ostwald: Un elettrolita debole è tanto più dissociato quanto più la soluzione è diluita.

33 Forza degli acidi e delle basi Basicità degli ossidi metallici: in un dato gruppo periodico la basicità degli ossidi tende ad aumentare man mano che si scende lungo il sistema periodico. Acidità degli ossidi dei non metalli: con l incremento del carattere covalente gli ossidi diventano meno basici e più acidi. Valori elevati del rapporto carica/dimensioni per i cationi ne fanno aumentare l energia di idratazione (e in alcuni casi l idrolisi).

34 Acidità di ossiacidi Acidità degli ossiacidi: la forza di un ossiacido dipende da: (a) l elettronegatività intrinseca dell atomo centrale; (b) l effetto induttivo dei sostituenti HOCl < HOClO < HOClO 2 < HOClO 3

35 Acidi poliprotici H 2 SO 4 + H 2 O à H 3 O + + HSO 4 -

36 Idrolisi Quando un sale viene disciolto in acqua, la soluzione risultante può essere acida neutra o basica a seconda della forza relativa dell acido e della base dai quali il sale è formato.

37 Idrolisi

38 Idrolisi La quantità di sale che idrolizza è piccola nei confronti di c s per cui:

39 Idrolisi Sale formato da acido forte e base debole

40 Teoria acido-base di G. Lewis (1930) Un acido è una sostanza che può accettare una coppia di elettroni da un altro atomo per formare un nuovo legame ed una base è una sostanza che può donare una coppia di elettroni ad un altro atomo per formare un nuovo legame. A + B: B:à A Il risultato viene spesso chiamato addotto acido-base o complesso acido-base, ed il legame accettore-donatore o legame covalente coordinato.

41 Acidi di Lewis Numero di coordinazione di uno ione metallico in un complesso è il numero di atomi donatori legati allo ione centrale. " Idrossidi anfoteri: si possono comportare da acidi di Lewis e reagire con una base di Lewis, oppure comportarsi da base di Bronsted e reagire con un acido di Bronsted.

42 Reazione di neutralizzazione acido forte-base forte Quando vengono mescolati acidi e basi forti (i quali in soluzione acquosa sono completamente dissociati), con le stesse quantità di ioni idrogeno H + e ioni idrossido OH -, la soluzione risultante è neutra NaOH (aq) + HCl(aq) NaCl + H 2 O base acido sale acqua Ca(OH) HCl CaCl 2 + 2H 2 O base acido sale acqua

43 Soluzione tampone Una soluzione tampone è una soluzione il cui ph varia di poco per aggiunta di acidi o di basi forti. Per avere una soluzione tampone occorrono due specie in soluzione: una capace di consumare gli ioni OH - provenienti dalla eventuale aggiunta di base, l altra capace di consumare gli ioni H 3 O + provenienti dall eventuale aggiunta di acidi. Coppie acido-base coniugati: CH 3 COOH/ CH 3 COONa; NH 4 OH/NH 4 Cl

44 Soluzione tampone Hanno importanza enorme, in particolare nei sistemi biologici: per esempio, il sangue umano ha ph 7,4 e non varia che di pochi centesimi di unità di ph, anche in condizioni drammatiche; è infatti "tamponato"; se così non fosse, molte reazioni biochimiche essenziali per la vita verrebbero modificate o rese impossibili, con conseguenze irreparabili (l'acidosi del sangue è molto pericolosa). Data una soluzione acquosa di concentrazione C A di un acido debole HA, e una concentrazione C S di un suo sale A -. Approssimando [HA] = C A (dato che l'acido è debole, perciò si dissocia in minima parte, tanto più che è già presente A - che tende a far regredire la già bassa dissociazione dell'acido) e [A - ] = C S Sostituendo nella K a di equilibrio dell'acido questi valori, otteniamo [H 3 O + ] = K a C A /C S

45 Soluzioni tampone CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COO - + Na + CH 3 COOH CH 3 COONa NH 4 OH NH 4 Cl

46 Soluzione tampone Una eventuale diluizione (purché non eccessiva) non porta a variazioni di ph, in quanto il rapporto C A /C S non cambia. Se vengono aggiunte alla soluzione quantità di acido o di base, relativamente piccole rispetto alla quantità del tampone, queste danno reazione quantitativa con A - o con HA; il rapporto C A / C S cambia, ma di poco, perciò cambia poco anche il ph. L'effetto sul ph viene così "tamponato". E' chiaro che il sistema sarà in grado di "tamponare" quantità tanto maggiori di acido o di base, quanto maggiori sono C A e C S (non il loro rapporto!). Si parla, in questa ottica, di potere tamponante.

47 Indicatori di ph phmetro Indicatore universale Il ph di una soluzione può essere determinato chimicamente o strumentalmente. Metodo chimico: L indicatore, una sostanza che cambia colore in un certo intervallo di ph. Generalmente un acido o una base debole.

48 Gli indicatori HIn + H 2 O = H 3 O + + In - KIn = [H 3 O + ][In - ] [HIn] KIn = [In- ] [H 3 O + ] [HIn] [In - ] = x (se x = 0.1, 1 o 10 avremo colorazioni differenti) [HIn] Intervallo di viraggio, Campo di viraggio