Acidi e Basi - Ivano Coccorullo · Acidi Basi 4.3 Hanno un sapore agro. L’aceto deve il suo...

Acidi e Basi Capitolo 15

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.

Sono lisciviose. Molti saponi contengono basi.

4.3

Un acido di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni H+ (H3O+)

Una base di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni OH-

acido base acido base

16.1

acido base coniugata base acido

coniugato

Un’acido di Brønsted è un donatore di protoni Una base di Brønsted è un accettore di protoni

O

H

H + O

H

H O

H

H H O H - + [ ] +

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

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

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

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

16.3

pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

pH + pOH = 14.00

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) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O

Elettrolita debole – non completamente dissociato

CH3COOH CH3COO- (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) 16.4

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

Gli Acidi Deboli sono elettroliti deboli


HSO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + SO42- (aq)

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

Le Basi Forti sono elettroliti forti

NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) H2O

KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq) H2O

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) H2O

16.4

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

Le Basi Deboli sono elettroliti deboli

NO2- (aq) + H2O (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.

16.4

Acido Forte Acido Debole

16.4 Fig. 15.3 pag. 517 ed. italiana

Qual’è il pH di una soluzione 2 x 10-3 M di HNO3?

HNO3 è un acido forte – 100% di dissociazione.


pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -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

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

16.5

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

Quando posso usare le approssimazioni?

0.50 – x ≈ 0.50 Ka

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.

16.5

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


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

Ka = x2

0.122 - x = 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c =0 -b ± b2 – 4ac √

2a x =

x = 0.0081 x = - 0.0081


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

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

16.5

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 forza

della base 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+].

16.7

Costanti di Ionizzazione di Coppie Coniugate Acido-Base


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

Struttura Molecolare e Forza di un Acido

H X H+ + X-

Più forte è

Il legame

Meno forte è l’acido

HF


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

•  Z è in un alto stato di ossidazione


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


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

16.9

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 NO3-).

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O

Soluzioni Basiche:

Sali derivati da una base forte e un acido debole.

NaCH3COOH (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq) H2O

CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)

16.10

Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Acide:

I sali derivati da un acido forte e una base debole.

NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq) H2O

NH4+ (aq) NH3 (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)6 (aq) Al(OH)(H2O)5 (aq) + H+ (aq) 3+ 2+

16.10

Idrolisi Acida di Al3+

16.10

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

16.10

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)

Un acido di Arrhenius è una sostanza che produce in acqua ioni H+ (H3O+) 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 +

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!

16.12

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