Acidi e Basi. Capitolo 15

Acidi e Basi Capitolo 15

Acidi Hanno un sapore agro. L aceto deve il suo sapore all acido acetico Gli agrumi contengono acido citrico. Provocano il cambio di colore nei coloranti vegetali. Reagiscono con carbonati e bicarbonati per produrre diossido di carbonio gassoso Hanno un sapore amaro. Basi Sono lisciviose. Molti saponi contengono basi. 4.3

Un acido di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni H + (H 3 O + ) Una base di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni OH - 4.3

Un acido di Brønsted è un donatore di protoni Una base di Brønsted è un accettore di protoni base acido acido base base acido acido coniugato base coniugata 16.1

Proprietà Acido-Base dell Acqua H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) autoionizzazione dell acqua H O + H O H H H O H H O H + [ ] + - acido base coniugato H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - acido base coniugata 16.2

Il Prodotto Ionico dell Acqua H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) K c = [H+ ][OH - ] [H 2 O] [H 2 O] = costante K c [H 2 O] = K w = [H + ][OH - ] La costante del prodotto-ionico (K w ) èil prodotto delle concentrazioni molari degli ioni H + e OH - ad una determinata temperatura. La soluzione è A 25 0 C K w = [H + ][OH - ] = 1.0 x 10-14 [H + ] = [OH - ] [H + ] > [OH - ] [H + ] < [OH - ] neutra acida basica 16.2

Qual è la concentrazione degli ioni OH - in una soluzione di HCl la cui concentrazione di ioni idrogeno sia 1.3 M? K w = [H + ][OH - ] = 1.0 x 10-14 [H + ] = 1.3 M [OH - ] = K w [H + ] 1 x 10-14 = = 7.7 x 10-15 M 1.3 16.2

ph Una Misura dell Acidità ph = -log [H + ] La soluzione è At 25 0 C neutra [H + ] = [OH - ] [H + ] = 1 x 10-7 ph = 7 acida [H + ] > [OH - ] [H + ] > 1 x 10-7 ph < 7 basica [H + ] < [OH - ] [H + ] < 1 x 10-7 ph > 7 ph [H + ] 16.3

poh = -log [OH - ] [H + ][OH - ] = K w = 1.0 x 10-14 -log [H + ] log [OH - ] = 14.00 ph + poh = 14.00 16.3

Il ph dell acqua piovana raccolta in una certa regione del nord est dell Italia in un determinato giorno è 4.82. Qual è la concentrazione di ioni H + dell acqua piovana? ph = -log [H + ] [H + ] = 10 -ph = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M La concentrazione di ioni OH - di un campione di sangue è 2.5 x 10-7 M. Qual è il ph del sangue? ph + poh = 14.00 poh = -log [OH - ] = -log (2.5 x 10-7 ) = 6.60 ph = 14.00 poh = 14.00 6.60 = 7.40 16.3

Elettrolita forte 100% di dissociazione NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Elettrolita debole non completamente dissociato CH 3 COOH CH 3 COO - (aq) + H + (aq) Gli Acidi Forti sono elettroliti forti HCl (aq) + H 2 O (l) HNO 3 (aq) + H 2 O (l) HClO 4 (aq) + H 2 O (l) H 2 SO 4 (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) H 3 O + (aq) + NO - 3 (aq) H 3 O + (aq) + ClO - 4 (aq) H 3 O + (aq) + HSO - 4 (aq) 16.4

Gli Acidi Deboli sono elettroliti deboli HF (aq) + H 2 O (l) HNO 2 (aq) + H 2 O (l) HSO - 4 (aq) + H 2 O (l) H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + F - (aq) H 3 O + (aq) + NO - 2 (aq) H 3 O + (aq) + SO 2-4 (aq) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Le Basi Forti sono elettroliti forti NaOH (s) H 2 O H KOH 2 O (s) Ba(OH) 2 (s) Na + (aq) + OH - (aq) K + (aq) + OH - (aq) H 2 O Ba 2+ (aq) + 2OH - (aq) 16.4

Le Basi Deboli sono elettroliti deboli F - (aq) + H 2 O (l) NO 2 - (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + HF (aq) OH - (aq) + HNO 2 (aq) Coppie coniugate acido-base: La base coniugata di un acido forte non ha una forza misurabile. H 3 O + è l acido più forte che possa esistere in soluzione acquosa. Lo ione OH - è la base più forte che possa esistere in soluzione acquosa. 16.4

16.4

Acido Forte Acido Debole Fig. 15.3 pag. 517 ed. italiana 16.4

Qual è il ph di una soluzione 2 x 10-3 M di HNO 3? HNO 3 è un acido forte 100% di dissociazione. Inizio Fine 0.002 M HNO 3 (aq) + H 2 O (l) 0.0 M 0.0 M 0.0 M H 3 O + (aq) + NO - 3 (aq) 0.002 M 0.002 M ph = -log [H + ] = -log [H 3 O + ] = -log(0.002) = 2.7 Qual è il ph di una soluzione 1.8 x 10-2 M di Ba(OH) 2? Inizio Fine Ba(OH) 2 è una base forte 100% di dissociazione. 0.018 M 0.0 M 0.0 M Ba(OH) 2 (s) Ba 2+ (aq) + 2OH - (aq) 0.0 M 0.018 M 0.036 M ph = 14.00 poh = 14.00 + log(0.036) = 12.6 16.4

Acidi Deboli (HA) e Costanti di Ionizzazione Acida HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) HA (aq) K a = H + (aq) + A - (aq) [H + ][A - ] [HA] K a è la costante di ionizzazione acida K a forza di un acido debole 16.5

16.5

Qual è il ph di una soluzione 0.5 M di HF (a 250 C)? HF (aq) H + (aq) + F - (aq) K a = [H + ][F - ] [HF] = 7.1 x 10-4 HF (aq) H + (aq) + F - (aq) Iniziale (M) Variazione (M) 0.50 0.00 -x +x 0.00 +x Equilibrio (M) 0.50 - x x x K a = x 2 0.50 - x = 7.1 x 10-4 K a << 1 0.50 x 0.50 K a x 2 0.50 = 7.1 x 10-4 x 2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M [H + ] = [F - ] = 0.019 M ph = -log [H + ] = 1.72 [HF] = 0.50 x = 0.48 M 16.5

Quando posso usare le approssimazioni? K a << 1 0.50 x 0.50 Quando x è minore del 5% del valore del termine da cui è sottratta. 0.019 M x = 0.019 0.50 M x 100% = 3.8% Meno del 5% l approssimazione è corretta. Qual è il ph di una soluzione 0.05 M di HF (a 250 C)? x K a 2 = 7.1 x 10 0.05-4 x = 0.006 M 0.006 M 0.05 M x 100% = 12% Più del 5% l approssimazione non è corretta. Bisogna trovare la x in maniera esatta usando l equazione quadratica o metodi basati su successive approssimazioni. 16.5

Risoluzione dei problemi sulla ionizzazione di acidi deboli: 1. Identifica le principali specie che possono avere effetto sul ph. Nella maggior parte dei casi, si può trascurare l autoionizzazione dell acqua. Trascura [OH - ] perchè è determinato da [H + ]. 2. Usa IVE per esprimere le concentrazioni all equilibrio in funzione della singola incognita x. 3. Scrivi la K a in funzione delle concentrazioni all equilibrio. Trova la x con il metodo delle approssimazioni. Se le approssimazioni non sono valide, trova la x esattamente. 4. Calcola le concentrazioni di tutte le specie e/o il ph della soluzione. 16.5

Qual è il ph di un acido monoprotico 0.122 M la cui K a è 5.7 x 10-4? Initiale (M) Variazione (M) Equilibrio (M) HA (aq) H + (aq) + A - (aq) 0.122 0.00 0.00 -x +x +x 0.122 - x x x K a = K a x 2 = 5.7 x 10-4 0.122 - x x 2 0.122 = 5.7 x 10-4 K a << 1 x 2 = 6.95 x 10-5 0.122 x 0.122 x = 0.0083 M 0.0083 M 0.122 M x 100% = 6.8% Più del 5% l approssimazione non è valida. 16.5

K a = x 2 0.122 - x = 5.7 x 10-4 x 2 + 0.00057x 6.95 x 10-5 = 0 ax 2 + bx + c =0 x = -b ± b 2 4ac 2a x = 0.0081 x = - 0.0081 Initiale (M) Variazione (M) Equilibrio (M) HA (aq) H + (aq) + A - (aq) 0.122 0.00 0.00 -x +x +x 0.122 - x x x [H + ] = x = 0.0081 M ph = -log[h + ] = 2.09 16.5

Percentuale di ionizzazione = Concentrazione di acido ionizzato all equilibrio Concentrazione iniziale di acido x 100% percent. di ionizzazione = Per un acido monoprotico HA [H + ] [HA] x 100% [HA] 0 0 = concentrazione iniziale 16.5

Basi Deboli e Costanti di Ionizzazione di Basi NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] K b è la costante di ionizzazione basica K b forza della base debole Risolvi i problemi relativi alle basi deboli come quelli degli acidi tranne che risolvili in funzione di [OH-] invece che di [H + ]. 16.6

16.6

Costanti di Ionizzazione di Coppie Coniugate Acido-Base HA (aq) A - (aq) + H 2 O (l) H + (aq) + A - (aq) OH - (aq) + HA (aq) K a K b H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) K w K a K b = K w Acido Debole e la sua Base Coniugata K a = K w K b K b = K w K a 16.7

16.8

Struttura Molecolare e Forza di un Acido H X H + + X - Più forte è Il legame Meno forte è l acido HF << HCl < HBr < HI 16.9

Struttura Molecolare e Forza di un Acido δ - δ + Z O H Z O - + H + Il legame O-H sarà più polare e più facile da rompere se: Z è molto elettronegativo o Z è in un alto stato di ossidazione

Struttura Molecolare e Forza di un Acido 1. Ossiacidi che hanno atomi centrali (Z) differenti ma che siano dello stesso gruppo e abbiano il medesimo numero di ossidazione. La forza di un acido aumenta all aumentare dell elettronegatività di Z O H O Cl O O H O Br O Cl è più elettronegativo di Br HClO 3 > HBrO 3 16.9

Struttura Molecolare e Forza di un Acido 2. Ossiacidi che hanno il medesimo atomo centrale (Z) ma differenti quantità di gruppi legati. forza dell acido aumenta all aumentare del numero di ossidazione d HClO 4 > HClO 3 > HClO 2 > HClO 16.9

Soluzioni Neutre: Proprietà Acido-Base dei Sali I sali che contengono uno ione di un metallo alcalino o alcalino terroso (tranne Be 2+ ) e la base coniugata di un acido forte (Cl -, Br -, e NO 3- ). NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Soluzioni Basiche: Sali derivati da una base forte e un acido debole. NaCH 3 COOH (s) H 2 O Na + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) 16.10

Soluzioni Acide: Proprietà Acido-Base dei Sali I sali derivati da un acido forte e una base debole. NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4 + (aq) + Cl - (aq) NH 4 + (aq) NH 3 (aq) + H + (aq) I sali con cationi metallici piccoli e altamente carichi (e.g. Al 3+, Cr 3+, and Be 2+ ) e la base coniugata di un acido forte. Al(H 2 O) 6 (aq) 3+ 2+ Al(OH)(H 2 O) 5 (aq) + H + (aq) 16.10

Idrolisi Acida di Al 3+ 16.10

Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni in cui si idrolizzano sia il catione che l anione: K b dell anione > K a del catione, la soluzione sarà basica K b dell anione < K a del catione, la soluzione sarà acida K b dell anione K a del catione, la soluzione sarà neutra 16.10

Ossidi degli Elementi più Rappresentativi nei Loro Stati di Ossidazione più Alti CO 2 (g) + H 2 O (l) N 2 O 5 (g) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq) 2HNO 3 (aq) 16.11

Definizione di un Acido Un acido di Arrhenius è una sostanza che produce in acqua ioni H + (H 3 O + ) Un acido di Brønsted è un donatore di protoni Un acido di Lewis è una sostanza che può accettare una coppia di elettroni Una base di Lewis è una sostanza che può donare una coppia di elettroni H + + OH - acido base H O H H + + H N H H H + N H acidp H base H 16.12

Acidi e Basi di Lewis F F B F acido + N H F B H F H F base H N H H Non ci sono protoni donati o accettati! 16.12