Equilibri ionici in soluzione acquosa

Acidi e basi

Lic. classico”D.A. Azuni” - Lic. classico”D.A. Azuni” - SassariSassari

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Prof. Paolo Abis

La molecola dell’acqua è polare

Le proprietà dell’acqua

la molecola dell’acquala molecola dell’acqua

In un legame covalente polare la condivisione degli elettroni tra gli atomi è asimmetrica e crea una molecola polare (dotata cioè di poli con cariche parziali opposte).

L’acqua è il solvente più diffuso ed importante in natura

I soluti polari o ionici si sciolgono quando le molecole d’acqua li circondano, formando soluzioni acquose.

+

–

–

–

–

–

–

–

–

––

++

+

++

Na+

+

Na+

Cl–

Ioni in soluzione Cristallo

di sale

Cl–

IONIC COMPOUNDS

Many reactions involve ionic compounds, especially Many reactions involve ionic compounds, especially

reactions in water — reactions in water — aqueous solutions.aqueous solutions.

KMnOKMnO44 in water in water KK++(aq) + MnO(aq) + MnO44--(aq)(aq)

Dissociazione elettrolitica

Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni

Cl−

Cl− Na+ Cl− Na+ Cl−

Cl− Na+ Cl− Na+Na+

Cl− Na+ Cl− Na+

Cl− Na+

Il fenomeno è dovuto al legame ione – dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni

δ– δ+ Cl− H+

NaCl ⇋ Na+ + Cl-

HCl ⇋ H+ + Cl-

• Le sostanze che in acqua producono ioni si vengono dette elettroliti

• La dissociazione da cui si originano si dice dissociazione elettrolitica

• Le soluzioni che così si formano sono dette soluzioni elettrolitiche

Soluzioni Elettrolitiche

Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente

Acidi forti: HCl, HBr, HNO3, HClO4, H2SO4

Elettrolita debole = specie chimica che in soluzione si dissocia parzialmente

Acidi deboli: H2CO3, H2SO3, H3PO4, H3PO3, H2S, HF,

ACIDI E BASI

Gli acidi sono conosciuti ed utilizzati da molti secoliIl più antico, ed il primo per cui è stato utilizzato il termine di origine latina “acidus” (aspro), sembra essere l’acido acetico contenuto nell’aceto.

Gli acidi hanno: • sapore aspro, • reagiscono coi metalli, producendo

idrogeno• col calcare, producendo CO2

Anche le basi, un tempo dette alcali, sono conosciute fin dall’antichità

Le basi hanno • sapore amaro, • sono untuose al

tatto, • reagiscono con gli

acidi neutralizzandoli

ACIDI E BASI

Teorie Acido-base

• Teoria di ArrheniusTeoria di Arrhenius• Teoria di BrTeoria di Brøønsted e Lowrynsted e Lowry• Definizione di Lewis Definizione di Lewis

La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine ‘800 premio Nobel

La teoria di Arrhenius

Tutti gli acidi liberano in acqua ioni H+, tutte le basi liberano in acqua ioni OH-

HX → H+ + X−

MOH → M+ + OH−

Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927

Insufficienza della definizione di Insufficienza della definizione di Arrhenius:Arrhenius:

• Gli acidi e le basi esistevano solo in acqua• Le uniche basi erano gli idrossidi• Molte basi, come per esempio NH3, non possono formare

OH-(aq) per semplice dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere di tipo diverso.

• Le reazioni acido-base sono considerate come reazioni di trasferimento protonicotrasferimento protonico.

HCl + H2O H3O+ + Cl-

• Secondo questa teoria la ionizzazione di HCl in acqua è vista come il trasferimento di un protone da HCl ad H2O:

acidoacido basebase

La teoria di Brønsted e Lowry 1923

Un acidoacido è una specie che dona un protone H+

Una basebase è una specie che accetta un protone H+

La teoria di Brønsted e Lowry

• Acidi e basi non sono più vincolati al mezzo acquoso

• Un acido può esistere solo in presenza di una base e viceversa

• Lo ione H+ non può esistere isolato, perché troppo reattivo, ma può solo passare da un acido ad una base durante una reazione chimica

• La teoria di Brønsted e Lowry è più generale della teoria di Arrhenius.

• Alcune sostanze possono agire da acido o da base a seconda della specie con cui reagiscono

HNOHNO22((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ NO NO22--((aqaq) + H) + H33OO++((aqaq))

acido 1 base 1 acido 2base 2

acido nitroso ione nitrito ione idrossonio

““coppie acido-base coniugate”coppie acido-base coniugate”

1a coppia2a coppia

Le specie coniugate differiscono per un

protone (H+)

NHNH33((aqaq) + H) + H22O(O(ll) ) ⇄⇄ NH NH44++((aqaq) + OH) + OH--((aqaq))

ammoniaca

base 1 base 2acido 2 acido 1

ione ammonio ione ossidrile

1a coppia2a coppia

““coppie acido-base coniugate”coppie acido-base coniugate”

Le specie coniugate differiscono per un

protone (H+)

Ammoniaca, NHAmmoniaca, NH33

Vi sono alcune sostanze che portano ad una variazione del pH di una soluzione:

senza accettare o donare protoni.

Carenze della teoria di Brønsted e Lowry

Serve un modello più generale di cui gli altri modelli sono dei casi speciali.

Definizione di Lewis Definizione di Lewis

Acido = Acido = accettoreaccettore di una di una coppia di elettronicoppia di elettroni

Base = Base = donatoredonatore di una di una coppia di elettronicoppia di elettroni

Lewis Acids

E’ definito acido di Lewis un accettore di una coppia di elettroni.

Lewis Acids

E’ definita base di Lewis un donatore di una coppia di elettroni.

Lewis Bases

Qualsiasi composto che può essere una base di Brønsted–Lowry è anche una base di Lewis.

Anche reazioni senza trasferimento protonico possono essere classificate come reazioni acido-

base secondo Lewis

Equilibri ionici in soluzione acquosa

il pH

Dissociazione ionica dell’acqua

La conducibilità elettrica dell’acqua è stata spiegata con la presenza di ioni positivi H+ e negativi OH-

Alcune molecole di acqua hanno subito una dissociazione ionica

La concentrazione degli ioni positivi e negativi è la stessa

H

HO

H

H O

H

OH

HO H+

Un atomo di idrogeno di una molecola di acqua si lega all’atomo di ossigeno di una diversa molecola

L’atomo di idrogeno lascia l’elettrone e, come ione H+, si lega all’ossigeno dell’altra molecola di acqua

ione idronioIone ossidrile

Dissociazione ionica dell’acqua

legame idrogeno legame dativo

H3O+OH-

H

OH

HO H

H

HO

H

H O + e-

-+

L’equilibrio di autoionizzazione dell'acqua è rappresentato dalla seguente equazione:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-

L'equazione che definisce il prodotto ionico dell'acqua, rappresentato dal simbolo Kw è:

Kw = [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]

Dissociazione ionica dell’acqua

A 25oC

[H+] = [OH-] = 1,0 10-7 mol l-1

quindi:

Kw = 1,0 10-14 (a 25 °C)

In una qualsiasi soluzione acquosa:• il prodotto di [H+] e [OH-] è sempre uguale a Kw, nonostante le due concentrazioni possano non essere uguali fra loro;• sono sempre presenti entrambi gli ioni H3O+ e OH-, indipendentemente dalla presenza di altri soluti.

Dissociazione dell’acqua

Dissociazione dell’acqua

L’acqua come debolissimo elettrolita ha il seguente equilibrio di dissociazione:

o, nella forma teorica:

Per cui la costante dell’equilibrio sarà:

2 H2 H22O O ⇄⇄ H H33OO++ + OH + OH--

HH22O O ⇄⇄ H H++ + OH + OH--

][

]][[

2OH

OHHk

Dissociazione dell’acqua

Essendo la concentrazione dell’acqua una costante, sarà

La kW prende il nome di :

• COSTANTE DI DISSOCIAZIONE O

• DI IONIZZAZIONE DELL’ACQUA anche

• PRODOTTO IONICO

C25 a 101]][[][ 142 OHHkOHk W

Dissociazione dell’acqua

Poiché

Si può affermare che

][][ OHH

710][][ OHH

[H3O+] = 1•10−7Mma 1•10−7 M = 0.0000001M

Dissociazione dell’acqua

Per cui possiamo dire che:

[H+]=10-3 è certamente una soluzione acida

[H+]=10-8 è certamente una soluzione basica

Quindi valori numerici dell’esponente minori di 7 esprimono soluzioni acide, maggiori di 7 esprimono soluzioni basiche

In questo modo, una volta che sia nota la concentrazione di ioni H+ di una soluzione è sempre possibile calcolare immediatamente quella di ioni OH-. Ne deriva che tanto il grado di acidità che di basicità di una soluzione acquosa si può misurare come funzione della sola concentrazione di ioni H+.

Dissociazione dell’acqua

Il pH

Per maneggiare meglio numeri così piccoli si è deciso di usare una misura detta :

pH

pH = - log [HH33O+O+] logaritmo in base 10 !

Dato che per definizione:

• Logaritmo di un numero è la potenza alla quale deve elevarsi il numero 10 (base dei logaritmi) per ottenere il quel numero

• Si definisce il pH il logaritmo dell’inverso della concentrazione degli ioni idrogeno

• O, il che è lo stesso, il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione degli ioni H+

]log[1

log H][H

pH

pH

Valori di pH per diversi campioni:

Acido: pH da 1 a 6Neutro: pH = 7Basico: pH da 8 a 14

Scala del pH

Più piccolo il pH più grande l’acidità, ossia [H3O+]

Scala del pH

Il pH si misura attraverso sostanze dette indicatori, che cambiano di colore a seconda dell’acidità o basicità della soluzione con cui entrano in contatto

Esistono vari indicatori ognuno dei quali è utilizzato per misurare uno specifico valore di pH, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di colore

Indicatore universale

tornasole

Esistono inoltre apparecchi elettronici con sonda ad immersione detti pHmetri

pHmetro

Indicatori

Scala del pH

Acqua

Soluzione basica

Schiuma detergente per forni

Soluzione acida

Soluzione neutra

Scala del pH0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

Succo di limone, succhi gastrici

Succo di pompelmo

Succo di pomodoro

Urina

Acqua puraSangue umano

Acqua di mare

Bicarbonato

Ammoniaca per uso domestico

AC

IDIT

À in

aum

ento

NEUTRALITÀ[H+]=[OH–]

H+ H+

H+ OH– H+

H+ H+

OH– H+ H+

OH–

OH–

H+ H+OH–

OH– OH–

H+ H+H+

OH–

OH–

OH– OH–

OH–OH– H+ BA

SIC

ITÀ

in a

umen

toOH–

H+

14

13

Candeggina per uso domestico

Valori di concentrazioni normali

CONCENTRAZIONE N H+ OH- pH pOH AMBIENTE

HCl 1 1 10-14 0 14

0,1 10-1 10-13 1 13

0,01 10-2 10-12 2 12

0,001 10-3 10-11 3 11

0,0001 10-4 10-10 4 10

0,00001 10-5 10-9 5 9

0,000001 10-6 10-8 6 8

0,0000001 10-7 10-7 7 7 NEUTRALITÀ

0,000001 10-8 10-6 8 6

0,00001 10-9 10-5 9 5

0,0001 10-10 10-4 10 4

0,001 10-11 10-3 11 3

0,01 10-12 10-2 12 2

0,1 10-13 10-1 13 1

NaCl 1 10-14 1 14 0

ACIDITÀ

BASICITÀ

C25 a 2 OHHOHkkW

HH pH log

][H

1 log pH 10