Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ).

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1 ACIDI, BASI e ph

2 Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ). Teoria di Brönsted-Lowry: un acido (base) è una specie che ha tendenza a perdere (acquistare) un protone. Teoria di Lewis: un acido (base) è una qualsiasi sostanza capace di accettare (donare) una coppia di elettroni di non-legame

3 Esempio. Nelle seguenti reazioni, qual è l acido e quale la base? NaOH OH - + Na + Base HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Coppia coniugata acido-base Acido Base Base Acido NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + Base Acido Base Acido

4 La forza degli acidi e delle basi forza acida di un qualsiasi acido HA è data dal valore numerico più o meno elevato della costante di equilibrio della reazione: HA + H 2 O = H 3 O + + A [H 3 O + ][A ] K = [HA][H 2 O] [H 3 O + ][A ] K [H 2 O] = K a = [HA] K a costante di dissociazione, o costante di ionizzazione, dell'acido

5 più elevato è il valore di K a, più l'acido è forte, più tende a dissociarsi più piccolo è il valore di K a, più l'acido è debole, meno tende a dissociarsi esiste una relazione tra la forza di un acido e quella della sua base coniugata più un acido è forte, più la sua base coniugata è debole e viceversa B + H 2 O = HB + + OH [HB + ][OH ] K [H 2 O] = K b = [B] La costante di equilibrio K b viene definita costante didissociazione, o costante di ionizzazione, della base Più elevato è il valore di K b, più la base è forte

6 L'autoionizzazione dell'acqua H 2 O + H 2 O = H 3 O + + OH Acido Base Acido Base [H 3 O + ][OH ] K = [H 2 O] 2 K [H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH ] prodotto ionico dell'acqua a 25 C: K w = [H 3 O + ][OH ] = 10 14

7 ph l'inverso del logaritmo della concentrazione molare degli ioni idrogeno presenti in tale soluzione ph = log [H 3 O + ] ph = log [H + ] se ph < 7 acida se ph = 7 neutra se ph > 7 alcalina (o basica) il ph può essere rispettivamente minore di 0 o maggiore di 14 se [H 3 O + ] > 1 M, il ph < 0 se [OH ] > 1 M, il ph > 14

8 Appendice: i logaritmi Si dice logaritmo in base a di un numero x l'esponente y da dare ad a per ottenere x. Ovvero se: x = a y allora y = log a x log a 1 = 0 log a (xz) = log a x + log a z log a (x/z) = log a x log a z log a x k = k log a x

9 Esempio. Calcolare il pk, ph e poh di una soluzione neutra di acqua a 25 C. K w = [H 3 O + ][OH ] = pk w = -log K w = -log (10-14 ) = 14 Poiché la soluzione è neutra: [OH ] = [H 3 O + ] K w = [H 3 O + ][OH ] = [OH ] 2 = [H 3 O + ] 2 = [OH ] = [H 3 O + ] = = 10 7 M poh = ph = 7 pk w = -log K w = -log ([H 3 O + ][OH - ]) = = -log[h 3 O + ] - log[oh - ] = = ph + poh

10 Il ph di soluzioni di acidi forti, o di basi forti ph, di una soluzione di HA con C HA = 0,1 M HA + H 2 O H 3 O + + A iniziale finale [H 3 O + ] = C HA ph = log [H 3 O + ]= log C HA = -log 0.1 = 1 per soluzioni di acidi forti monoprotici la concentrazione degli ioni idrogeno è pari alla concentrazione molare dell acido stesso

11 poh, di una soluzione di B di C B = 0,1 M B + H 2 O OH - + HB + [OH - ] = C B poh = log [OH - ]= log C B = -log 0.1 = 1 ph = 14 poh = 14 1 = 13 per soluzioni di basi forti monoidrossiliche la concentrazione degli ioni idrossile è pari alla concentrazione molare della base stessa

12 Calcolare il ph e la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione 8, M dell acido forte HClO 4. HClO 4 + H 2 O H 3 O + + ClO 4 8, mol HClO 4 = mol H 3 O + = mol ClO 4 [H 3 O + ] = [ClO 4 ] = 8, M ph = log [H 3 O + ]= log (8, M) = 0,0645

13 Il ph di soluzioni di acidi deboli o di basi deboli ph, di una soluzione di HA, acido debole C o = concentrazione molare iniziale HA + H 2 O H 3 O + + A [A ][H 3 O + ] K a = [HA] A equilibrio raggiunto, quali sono le concentrazioni, delle specie H 3 O +, A, HA? le possibili fonti di ioni H 3 O + sono due: la dissociazione dell'acido l'autoionizzazione dell'acqua

14 l autoionizzazione dell acqua trascurabile, quindi tutti gli ioni H 3 O + presenti in soluzione provengono dalla dissociazione dell'acido [H 3 O + ] = [A ] [A ][H 3 O + ] K a = [HA] [H 3 O + ] 2 [HA] Incognita Incognita 1.Considerazione. K a è piccola = la reazione di dissociazione dell'acido decorre in misura esigua 2. Approssimazione. delle moli iniziali solo una piccola parte subisce ionizzazione, quindi si può approssimare: [HA] C o [H 3 O + ] 2 K a [HA] [H 3 O + ] 2 C 0

15 il ph di soluzioni di acidi deboli [H 3 O + ] K a C o ph = 1/2 pka - 1/2 logc 0 Purchè: K a sia piccola (acido piuttosto debole) e C o grande (soluzione sufficientemente concentrata), tale che Ka << C o poh, di una soluzione di B: B + H 2 O OH - + BH + [BH + ][OH ] K b = [B] trascurando gli ioni OH provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua, [BH + ] = [OH ]

16 dato l'esiguo valore di K b, si può approssimare che: [B] equilibrio = C o [B] dissociata = C o [BH + ] formatosi = C o [OH ] C o [BH + ][OH ] K b = [B] [OH ] 2 [B] [OH ] 2 C o poh, e quindi ph (ph = 14 - poh), di soluzioni di basi deboli [OH ] K b C o

17 Esempio. Calcolare il ph in una soluzione 1,00 M di acido acetico sapendo che la sua costante di dissociazione è K a = 1, CH 3 COOH + H 2 O = CH 3 COO + H 3 O + [CH 3 COO ][H 3 O + ] K a = = 1, [CH 3 COOH] [H 3 O + ] = [CH 3 COO ] [CH 3 COOH] C o [H 3 O + ] 2 K a [CH 3 COOH] [H 3 O + ] 2 C 0 [H 3 O + ] K a C o [H 3 O + ] 1, ,00 = 0,00430 M ph = log [H 3 O + ]= log (4, M) = 2,366

18 L ammoniaca è una base debole con K b = 1, Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo ph sia 11,040. NH 3 + H 2 O = NH OH - [NH 4+ ][OH - ] K b = = 1, [NH 3 ] [H 3 O + ] = 10 11,040 = 9, M [OH ] = K w / [H 3 O + ] = 1, / 9, = 1, M [OH ] K b C o [OH ] 2 C 0 K b C 0 (1, M) 2 = 6, M 1,