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Acidi e Basi

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Academic year: 2021

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(1)

Acidi e Basi

(2)

Acidi

Basi

4.3

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.

(3)

4.3 Un acido di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni H+ (H

3O+)

(4)

-acido

base acido base

16.1

acido base

coniugata

base acido

coniugato

Un’

acido

di Brønsted è un donatore di protoni

(5)

O H H + O H H O H H H

+

H O

-

[

]

+

Proprietà Acido-Base dell’Acqua

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) H2O + H2O H3O+ + OH -acido base coniugata base acido coniugato 16.2

autoionizzazione dell’acqua

(6)

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)

Il Prodotto Ionico dell’Acqua

Kc = [H+][OH-]

[H2O] [H2O] = costante

Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]

La costante del prodotto-ionico (Kw) èil prodotto delle

concentrazioni molari degli ioni H+ e OH- ad una determinata

temperatura. A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = [OH-] [H+] > [OH-] [H+] < [OH-] La soluzione è neutra acida basica 16.2

(7)

Qual’è la concentrazione degli ioni OH- in una soluzione di

HCl la cui concentrazione di ioni idrogeno sia 1.3 M?

Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = 1.3 M [OH-] = Kw [H+] 1 x 10-14 1.3 = = 7.7 x 10-15 M 16.2

(8)

pH – Una Misura dell’Acidità

pH =

-

log [H+] [H+] = [OH-] [H+] > [OH-] [H+] < [OH-] La soluzione è neutra acida basica [H+] = 1 x 10-7 [H+] > 1 x 10-7 [H+] < 1 x 10-7 pH = 7 pH < 7 pH > 7 At 250C pH [H+] 16.3

(9)

16.3

pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = K

w = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

(10)

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+ dellacqua 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. Qualè 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

(11)

Elettrolita forte –100% di dissociazione

NaCl (s) Na

H2O +

(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) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)

HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq)

H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq)

(12)

HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)

Gli Acidi Deboli sono elettroliti deboli

HNO2 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO2- (aq)

HSO4- (aq) + H

2O (l) H3O+ (aq) + SO42- (aq)

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)

Le Basi Forti sono elettroliti forti

NaOH (s) NaH2O + (aq) + OH- (aq)

KOH (s) KH2O + (aq) + OH- (aq)

Ba(OH)2 (s) BaH2O 2+ (aq) + 2OH- (aq)

(13)

F- (aq) + H

2O (l) OH- (aq) + HF (aq)

Le Basi Deboli sono elettroliti deboli

NO2- (aq) + H

2O (l) OH- (aq) + HNO2 (aq)

Coppie coniugate acido-base:

•  La base coniugata di un acido forte non ha una forza misurabile.

•  H3O+ 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.

(14)
(15)

Acido Forte

Acido Debole

16.4 Fig. 15.3 pag. 517 ed. italiana

(16)

Qual’è il pH di una soluzione 2 x 10-3 M di HNO 3?

HNO3 è un acido forte – 100% di dissociazione. HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)

pH = -log [H+] = -log [H 3O+] = -log(0.002) = 2.7 Inizio Fine 0.002 M 0.002 M 0.002 M 0.0 M 0.0 M 0.0 M

Qual’è il pH di una soluzione 1.8 x 10-2 M di Ba(OH) 2?

Ba(OH)2 è una base forte – 100% di dissociazione. Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq)

Inizio Fine 0.018 M 0.018 M 0.036 M 0.0 M 0.0 M 0.0 M pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.6 16.4

(17)

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)

Acidi Deboli (HA) e Costanti di Ionizzazione Acida

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Ka = [H+][A-] [HA]

Ka è la costante di ionizzazione acida

Ka forza di

un acido debole

(18)
(19)

Qual è il pH di una soluzione 0.5 M di HF (a 250C)?

HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) Ka = [H

+][F-]

[HF] = 7.1 x 10-4 HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)

Iniziale (M) Variazione (M) Equilibrio (M) 0.50 0.00 -x +x 0.50 - x 0.00 +x x x Ka = x2 0.50 - x = 7.1 x 10-4 Ka x2 0.50 = 7.1 x 10-4 0.50 – x ≈ 0.50 Ka << 1 x2 = 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

(20)

Quando posso usare le approssimazioni? 0.50 – x ≈ 0.50

Ka << 1

Quando x è minore del 5% del valore del termine da cui è sottratta. x = 0.019 0.019 M 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 250C)?

Ka x2 0.05 = 7.1 x 10-4 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.

(21)

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 Ka 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.

(22)

Qual’è il pH di un acido monoprotico 0.122 M la cui Ka è 5.7 x 10-4?

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Initiale (M) Variazione (M) Equilibrio (M) 0.122 0.00 -x +x 0.122 - x 0.00 +x x x Ka = x2 0.122 - x = 5.7 x 10-4 Ka x2 0.122 = 5.7 x 10-4 0.122 – x ≈ 0.122 Ka << 1 x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M 0.0083 M 0.122 M x 100% = 6.8% Più del 5% l’approssimazione non è valida. 16.5

(23)

Ka = x2 0.122 - x = 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0 ax2 + bx + c =0 -b ± b

2 – 4ac 2a x = x = 0.0081 x = - 0.0081

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Initiale (M) Variazione (M) Equilibrio (M) 0.122 0.00 -x +x 0.122 - x 0.00 +x x x [H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09 16.5

(24)

Percentuale di ionizzazione = Concentrazione di acido ionizzato all’equilibrio

Concentrazione iniziale di acido x 100%

Per un acido monoprotico HA

percent. di ionizzazione = [H

+]

[HA]0 x 100% [HA]0 = concentrazione iniziale

(25)

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

Basi Deboli e Costanti di Ionizzazione di Basi

Kb = [NH4+][OH-] [NH3]

Kb è la costante di ionizzazione basica

Kb della base forza

debole

16.6

Risolvi i problemi relativi alle basi deboli

come quelli degli acidi tranne che risolvili in funzione di [OH-] invece che di [H+].

(26)
(27)

16.7

Costanti di Ionizzazione di Coppie Coniugate Acido-Base

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

A- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HA (aq)

Ka Kb

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) Kw

KaKb = Kw

Acido Debole e la sua Base Coniugata

Ka = Kw

Kb Kb = Kw Ka

(28)
(29)

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

(30)

Struttura Molecolare e Forza di un Acido

Z O H Z O- + H+

δ- δ+

Il legame O-H sarà più polare e più facile da rompere se: •  Z è molto elettronegativo o

(31)

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

H O Cl O O • • • • • • • • • • • • • • • • • • H O Br O O • • • • • • • • • • • • • • • • • • Cl è più elettronegativo di Br HClO3 > HBrO3 16.9

(32)

Struttura Molecolare e Forza di un Acido

2. Ossiacidi che hanno il medesimo atomo centrale (Z) ma differenti quantità di gruppi legati.

La forza dell’acido aumenta all’aumentare del numero di ossidazione di Z.

HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

(33)

Proprietà Acido-Base dei Sali

Soluzioni Neutre:

I sali che contengono uno ione di un metallo alcalino o alcalino terroso (tranne Be2+) e la base coniugata di un

acido forte (Cl-, Br-, e NO

3-).

NaCl (s) NaH2O + (aq) + Cl- (aq)

Soluzioni Basiche:

Sali derivati da una base forte e un acido debole. NaCH3COOH (s) Na+ (aq) + CH

3COO- (aq)

H2O

CH3COO- (aq) + H

2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)

(34)

Proprietà Acido-Base dei Sali

Soluzioni Acide:

I sali derivati da un acido forte e una base debole. NH4Cl (s) NHH2O 4+ (aq) + Cl- (aq)

NH4+ (aq) NH

3 (aq) + H+ (aq)

I sali con cationi metallici piccoli e altamente carichi (e.g. Al3+, Cr3+, and Be2+) e la base coniugata di un

acido forte.

Al(H2O)3+ 6 (aq) Al(OH)(H2O)2+ 5 (aq) + H+ (aq)

(35)

Idrolisi Acida di Al

3+

(36)

Proprietà Acido-Base dei Sali

Soluzioni in cui si idrolizzano sia il catione che l’anione:

•  Kb dell’anione > Ka del catione, la soluzione sarà basica •  Kb dell’anione < Ka del catione, la soluzione sarà acida •  Kb dell’anione ≈ Ka del catione, la soluzione sarà neutra

(37)

Ossidi degli Elementi più Rappresentativi nei

Loro Stati di Ossidazione più Alti

16.11

CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq) N2O5 (g) + H2O (l) 2HNO3 (aq)

(38)

Un acido di Arrhenius è una sostanza che produce in acqua ioni H+ (H

3O+)

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

Definizione di un Acido

H+ H O H • • • • + OH• • • • -• -• acido base N H • • H H H+ + acidp base 16.12 N H H H H +

(39)

Acidi e Basi di Lewis

N H • • H H acido base F B F F + F B F F N H H H

Non ci sono protoni donati o accettati!

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