Acidi e BasiDissociazione dell’acqua

L’acqua pura mostra una piccola conducibilità elettrica quindi non tutti i legami

nelle molecole sono covalenti

Una piccolissima porzione di molecole si dissocia in ioni:

7w3 10KOHOH

16

2

3eq 1082,1

OH

OHOHK

143eq2w 10OHOHK OHK

OH OH OH 2 32

OH H OH 2

OH H OH 2

73 10OHOH - soluzioni neutre se

- soluzioni acide se

- soluzioni basiche se

OHOH3

OHOH3

Soluzioni acide e basiche

Acidi e Basi- Definizione di Arrhenius: gli acidi sono sostanze che in soluzione acquosa si

dissociano generando ioni idrogeno, H+ (H3O+)

- Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa si dissociano generando ioni

idrossido, OH-

Cl H HCl

A H AH

2442 SO 2H SOH

OH Na NaOH

OH B BOH

- Definizione di Bronsted - Lowry: gli acidi sono sostanze che in soluzione

acquosa sono capaci di donare protoni.

- Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa sono capaci di accettare protoni.

- Definizione di Lewis: gli acidi sono sostanze capaci di ricevere un doppietto

elettronico, le basi sono sostanze capaci di cedere un doppietto elettronico.

43 NH H NH

3- NH: OH: H

Forza degli acidi

A H AH

onedissociazi di costante K

AH

AHK aa

Es. acido fortissimo, HCl

Es. acido debole, acido acetico

Cl H HCl

COOCH H COOHCH 33

5-

3

3a 10 1,8

COOHCH

COOCHHK

L’acido acetico è un acido debole, infatti:

0,004H :ha si M 1 COOHCHper 3

-Superacidi, costante di dissociazione non calcolabile perché troppo grande

-acidi forti Ka >10-1

-acidi medioforti 10-1>Ka>10-3

-acidi mediodeboli 10-3>Ka>10-4

-acidi deboli 10-4>Ka>10-8

-acidi debolissimi Ka<10-8

Soluzione di un acido debole

A H AH

AH

AHKa

Es. acido debole, acido acetico COOCH H COOHCH 33

5-

3

3a 10 1,8

COOHCH

COOCHHK

L’acido acetico è un acido debole, infatti: 0,00424H :ha si M 1 COOHCHper 3

KCH H

K a

2

a

aCa

AH AAH Ca

A AOHH -

14w 10OHH K

Forza delle basi

OH B BOH

onedissociazi di costante K

BOH

OHBK bb

Es. superbasi, idrossido di sodio, NaOHidrossido di potassio, KOH

Es. base debole, ammoniaca

OH Na NaOH

OH NH OH NH 423

5-

32

4b 10 1,8

NHOH

OHNHK

L’ammoniaca è una base debole, infatti:

0,004OH :ha si M 1 NHper 3

-Superbasi, costante di dissociazione non calcolabile perché troppo grande

-basi forti Kb >10-1

-basi medioforti 10-1>Kb>10-3

-basi mediodeboli 10-3>Kb>10-4

-basi deboli 10-4>Kb>10-8

-basi debolissime Kb<10-8

OH K KOH

Costanti di ionizzazione di alcuni acidi a 25°C

nome reazione Keq

Ac. Acetico CH3COOH <=> H+ + CH3COO- 1,8 10-5

Ac. Benzoico C6H5COOH <=> H+ + C6H5COO- 6,0 10-5

Ac. Cloroso HClO2 <=> H+ + ClO2- 1,1 10-2

Ac. Cianico HOCN <=> H+ + OCN- 1,2 10-4

Ac. Formico HCOOH <=> H+ + HCOO- 1,8 10-4

Ac. Azotidrico N3H <=> H+ + N3- 1,9 10-5

Ac. Cianidrico HCN <=> H+ + CN- 4,0 10-10

Ac. Fluoridrico HF <=> H+ + F- 6,7 10-4

Ac. Ipobromoso HBrO <=> H+ + BrO- 2,1 10-9

Ac. Ipocloroso HClO <=> H+ + ClO- 3,2 10-8

Ac. Nitroso HNO2 <=> H+ + NO2- 4,5 10-4

Costanti di ionizzazione di alcune basi a 25°C

nome reazione Keq , Kb

Ammoniaca NH3 + H2O <=> NH4+ + OH

- 1,8 10-5

Anilina C6H5NH2 + H2O <=> C6H5NH3+ + OH

- 4,6 10-10

Dimetilammina (CH3)2NH + H2O <=> (CH3)2NH2+ + OH

- 7,4 10-4

Idrazina N2H4 + H2O <=> N2H5+ + OH

- 9,8 10-7

Metilammina CH3NH2 + H2O <=> CH3NH3+ + OH

- 5,0 10-4

Piridina C5H5N + H2O <=> C5H5NH+ + OH- 1,5 10-9

Trimetilammina (CH3)3N + H2O <=> (CH3)3NH+ + OH- 7,4 10-5

Acidi poliprotici

Sono sostanze capaci di dissociare più protoni (diprotici e poliprotici)es: acido fosforico:

H3PO4 <=> H+ + H2PO4-

H2PO4- <=> H+ + HPO4

2-

HPO42- <=> H+ + PO4

3-

3-

43

-42

a1 10 7,0POH

POHHK

8-

42

-24

a2 10 6,0POH

HPOHK

12-

24

-34

a3 10 1,0HPO

POHK

Costanti di ionizzazione di alcuni acidi poliprotici a 25°C

nome reazione Keq

Ac. arsenico H3AsO4 <=> H+ + H2AsO4- Ka1= 2,5 10-4

H2AsO4- <=> H+ + HAsO4

-2 Ka2= 5,6 10-8

HAsO4-2 <=> H+ + H2AsO4

-3 Ka3= 3,0 10-13

Ac. Carbonico H2CO3 <=> H+ + HCO3- Ka1= 4,2 10-7

HCO3- <=> H+ + CO3

-2 Ka2= 4,8 10-11

Ac. solfidrico H2S <=> H+ + HS- Ka1= 1,1 10-7

HS- <=> H+ + S

-2 Ka2= 1,0 10-14

Ac. solforico H2SO4 <=> H+ + HSO4- Ka1= forte

HSO4- <=> H+ + SO4

-2 Ka2= 1,3 10-2

Ac. solforoso H2SO3 <=> H+ + HSO3- Ka1= 1,3 10-2

HSO3- <=> H+ + SO3

-2 Ka2= 5,6 10-8

Relazione tra Ka e Kb

onedissociazi di costante K AH

AHK aa

onedissociazi di costante K BOH

OHBK bb

A

OHAHKb

OH AH OH A 2

wba KOHH A

OHAH

AH

AHKK

Pesi equivalenti e normalità

Un equivalente è la quantità di sostanza che sembra o genera una mole di “particelle”Per reazioni acido-base le “particelle” sono gli “H+”, quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera una mole di protoni.Nelle ossidoriduzioni le “particelle” sono gli “elettroni”, quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera una mole di elettroni.

N , Normalità = concentrazione espressa in equivalenti per litro di soluzione

Esempio di pesi equivalenti

Acido fosforico

a) H3PO4 + NaOH <=> NaH2PO4 + H2O

peso equivalente PE = 97,997222/1 = 97,997222

b) H3PO4 + 2NaOH <=> Na2HPO4 + 2H2O

peso equivalente PE = 97,997222/2 = 48,998611

c) H3PO4 + 3NaOH <=> Na3PO4 + 3H2O

peso equivalente PE = 97,997222/3 = 32,665741

pH

• pH = - log10[H+] ( p = - log10 )

• pKa = - logKa

• pKb = - logKb

• pKa + pKb = pKw = 14,00

Costanti di ionizzazione di alcuni acidi a 25°C

nome reazione Keq pKeq

Ac. Acetico CH3COOH <=> H+ + CH3COO- 1,8 10-5 4,74

Ac. Benzoico C6H5COOH <=> H+ + C6H5COO- 6,0 10-5 4,22

Ac. Cloroso HClO2 <=> H+ + ClO2- 1,1 10-2 1,96

Ac. Cianico HClO2 <=> H+ + ClO2- 1,2 10-4 3,92

Ac. Formico HCOOH <=> H+ + HCOO- 1,8 10-4 3,74

Ac. Azotidrico N3H <=> H+ + N3- 1,9 10-5 4,72

Ac. Cianidrico HCN <=> H+ + CN- 4,0 10-10 3,40

Ac. Fluoridrico HF <=> H+ + F- 6,7 10-4 3,17

Ac. Ipobromoso HBrO <=> H+ + BrO- 2,1 10-9 8,68

Ac. Ipocloroso HClO <=> H+ + ClO- 3,2 10-8 7,49

Ac. Nitroso HNO2 <=> H+ + NO2- 4,5 10-4 3,35

Costanti di ionizzazione di alcuni acidi poliprotici a 25°C

nome reazione Keq pKeq

Ac. arsenico H3AsO4 <=> H+ + H2AsO4- Ka1= 2,5 10-4 pKa1= 3,60

H2AsO4- <=> H+ + HAsO4

-2 Ka2= 5,6 10-8 pKa2= 7,25

HAsO4-2 <=> H+ + H2AsO4

-3 Ka3= 3,0 10-13 pKa3= 12,52

Ac. Carbonico H2CO3 <=> H+ + HCO3- Ka1= 4,2 10-7 pKa1= 6,38

HCO3- <=> H+ + CO3

-2 Ka2= 4,8 10-11 pKa2= 10,32

Ac. solfidrico H2S <=> H+ + HS- Ka1= 1,1 10-7 pKa1= 6,96

HS- <=> H+ + S

-2 Ka2= 1,0 10-14 pKa2= 14,00

Ac. solforico H2SO4 <=> H+ + HSO4- Ka1= forte pKa1=forte

HSO4- <=> H+ + SO4

-2 Ka2= 1,3 10-2 pKa2= 1,89

Ac. solforoso H2SO3 <=> H+ + HSO3- Ka1= 1,3 10-2 pKa1= 1,89

HSO3- <=> H+ + SO3

-2 Ka2= 5,6 10-8 pKa2= 7,25

Titolazioni acido-baseEs. Titolazione di 50 ml di HCl 0,1M con NaOH 0,1M (Va) (Ca) (Cb)

Prima del punto di equivalenza:

[H+]= (Ca Va - Cb Vb)/(Va + Vb)

Dopo il punto di equivalenza:

[OH-]= (Cb Vb - Ca Va)/(Va+Vb)[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,0)/(0,05+0,00)=0,1

[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,01)/(0,05+0,01)=0,067

[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,04)/(0,05+0,04)=0,011

[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,049)/(0,05+0,049)=0,001[OH-]= (0,1*0,051 - 0,1*0,05)/(0,05+0,051)=0,001

[OH-]= (0,1*0,060 - 0,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009[OH-]= (0,1*0,100 - 0,1*0,05)/(0,05+0,0100)=0,033

pH= 1,00pH= 1,18pH= 1,96pH= 3,00pH=11,00pH=11,96pH=12,52

0,010,020,030,040,049,049,950,050,151,060,070,080,090,0

100,0

1,001,181,371,601,963,004,007,00

10,0011,0011,9612,2212,3612,4612,52

Volume di NaOH 0,1M aggiuntoml pH

Titolazione

0

2

4

6

8

10

12

14

0 50 100

volume di NaOH 0,1M aggiunto

pH

Acido forte

La Burettacome determinare il volume

• Sono sostanze il cui colore cambia in funzione del pH della soluzione in cui si trovano

• Sono degli acidi deboli di natura organica che in seguito alla dissociazione o all’associazione di un protone cambiano la loro struttura elettronica e quindi il colore

Gli Indicatori di pH

HIn +H2O <=> H3O+ + In-

Colore indissociato colore dissociato

InH

InOHK 3

HIn

In

HInKOH HIn3

fenolptaleinaBlu di bromofenolo

metilarancioBlu di metilene

Alcuni Indicatori di pH

indicatore colore acido intervallo diviraggio

colorebasico

blu di timolo rosso 1,2-2,8 giallometilarancio rosso 3,1-4,5 gialloverde di bromocresolo giallo 3,8-5,5 blurosso di metile rosso 4,2-6,3 giallotornasole rosso 5,0-8,0 blublu di bromotimolo giallo 6,0-7,6 blublu di timolo giallo 8,0-9,6 blufenolfteleina incolore 8,3-10,0 rossogiallo alizarina giallo 10,0-12,1 lavanda

Alcuni Indicatori di pH

Titolazione

0

2

4

6

8

10

12

14

0 50 100

volume di NaOH 0,1M aggiunto

pH

Intervallo di viraggiodella fenolftaleina

Intervallo di viraggiodel blu di bromotimolo

Intervallo di viraggiodel metilarancio

In

HInKOH HIn3

HIn

InlogpKpH HIn

1pKpH HIn

10

1

HIn

In10

Intervallo di sensibilitàdell’occhio umano

Intervallo di viraggiodell’indicatore do pH

Gli Indicatori di pH

Le soluzioni Tampone

• Sono soluzioni di composizione tale da mantenere il pH quasi costante per piccole aggiunte di acidi o basi.

• Sono composte da un acido debole e dalla sua base coniugata, oppure da una base debole e dal suo acido coniugato.

• La loro azione si basa sull’equilibrio acido-base.

A H AH

AH

AHKa

A

AHKH a

AH

AlogpKpH a

Ca

CslogpKpH a

Equazione di Henderson-Hasselbalch

Cs = concentrazione base coniugataCa = concentrazione acido debole

Titolazione di un acido deboleEs. Titolazione di 50 ml di CH3COOH 0,1M con NaOH 0,1M (Va) (Ca) (Cb)

Prima del punto di equivalenza:

Dopo il punto di equivalenza:

bb

bbaa

VCVaCa

VClogpK

AH

AlogpKpH

pH iniziale: M1034,10,1 101,8 CKH 3-5aa

pH = 2,87

CH3COOH + Na+ + OH- <===> CH3COO- + Na+ + H2O

14,4

01,01,005,01,0

01,01,0log74,4pH

[OH-]= (0,1*0,060 - 0,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009 pH=11,96

0,010,020,030,040,049,049,950,050,151,060,070,080,090,0

100,0

2,874,144,564,925,346,447,458,72

10,0011,0011,9612,2212,3612,4612,52

Volume di NaOH 0,1M aggiuntoml pH

Titolazione

0

2

4

6

8

10

12

14

0 50 100

volume di NaOH 0,1M aggiunto

pH

Intervallo di viraggiodella fenolftaleina

Intervallo di viraggiodel blu di bromotimolo

Intervallo di viraggiodel metilarancio

Acido debole