Equilibrio in fase liquida

ACIDI E BASI

Definizione di ArrheniusLe sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide

Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche

HCl H+ + Cl-H2O

NaOH Na+ + OH-H2O

Neutralizzazione di un acido con una base

H+ +OH- H2OMa questa teoria limita l’esistenza di acidi e basi alla presenza di acqua e limita il numero delle sostanze che si comportano da acidi o da basi a quelle che possiedono atomi di idrogeno o gruppi OH.

Definizione di Brönsted-Lowry Un ACIDO è una qualunque sostanza che è

capace di donare uno ione idrogeno (protone) ad un altra sostanza in una reazione chimica. Una BASE è una sostanza che accetta lo ione idrogeno (protone) dall'acido.

HNO3 + H2O NO3- + H3O+

HCl + H2O Cl- + H3O+

Tale definizione non è legata al tipo di solvente e neppure alla presenza stessa di un solvente, devono però sempre esistere protoni da scambiare

NH3 + H2O OH- + NH4+

Definizione di Brönsted-Lowry

La definizione di acido o base non è vincolata alla presenza del

solvente

HCl(gas) + NH3(gas) NH4Cl(solido) in assenza di

solvente

Definizione di Brönsted-Lowry

Acidi e basi esistono sempre in coppia.

In soluzione acquosa H2O si puo’ comportare come acido oppure come base

HCl + H2O Cl- + H3O+

NH3 + H2O OH- + NH4+

Accetta un H+

Dona un H+

Rottura del legame covalente fra H e un non metallo con formazione di uno ione H+ che si lega alla base attraverso una coppia di non legame della base stessa.

Meccanismo molecolare di una reazione acido-base

Concetti importantiUna reazione acido-base in

soluzione è sempre un equilibrio chimico

Un acido agisce come tale solo se è in presenza di una base e viceversa

Dalla reazione fra un acido e una base si formano due specie che

hanno proprietà l’una di una base e l’altra di un acido, quindiper ogni acido è possibile definire

una base coniugata e viceversa

Acido 1 + Base 2

Equilibrio acido-base

Base 1 + Acido 2

HCl + H2O Cl- + H3O+

Ogni reazione acido-base deve essere scritta come un equilibrio

Base coniugatadi HCl

Acido coniugatodi H2O

Quindi le coppie HCl/Cl- e H2O/H3O+ sono dette coppie coniugate acido-base

Alcune sostanze pure danno reazioni di trasferimento del protone da una

molecola all’altra: Autoprotolisi di H2O

H2O H+ + OH-

Keq = [ H+ ] [OH- ]

[ H2O ]

Kw = [ H3O+ ] [OH- ]= 1,0 x 10-14

= 1,0 x 10-14 a 25°C

[ H2O ]= 1 M

Altri es. 2CH3COOH CH3COO- + CH3COOH2+

2NH3 NH4+ + NH2

-

2H2SO4 HSO4- + H3SO4

+

Un chiarimento..

H2O H+ + OH-

2H2O H3O+ + OH-

[ H+ ]=[ H3O+ ]

In realtà H3O+ non è la sola specie che si ottiene per protonazione dell’acqua, ma si formano altre specie come H9O4

+, H11O5+

Soluzioni acide o basiche

H2O H+ + OH-

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

[ H+ ] [OH- ]10-7 10-7

Soluzioni acide o basiche

H2O H+ + OH-

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

[ H+ ] [OH- ]10-7 10-7

[ H+ ] [OH- ]10-6 10-8

[ H+ ] [OH- ]10-5 10-9

[ H+ ] [OH- ]10-1 10-13

Soluzioni acide o basiche

H2O H+ + OH-

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

[ H+ ] [OH- ]10-7 10-7

[ H+ ] [OH- ]10-6 10-8

[ H+ ] [OH- ]10-5 10-9

[ H+ ] [OH- ]10-1 10-13

[ H+ ] [OH- ]10-8 10-6

[ H+ ] [OH- ]10-9 10-5

[ H+ ] [OH- ]10-13 10-1

Costante di dissociazione acida Ka

HA + H2O H3O+ + A-

Keq = [ H3O+ ][A- ]

[ HA ] [ H2O ]

Ka = [ H3O+ ][A- ]

[ HA ]

Costante di dissociazione acida Ka

La costante di dissociazione acida, Ka, è la misura della forza di un acido, ovvero di quanto una reazione di dissociazione acida sia spostata verso destra.

La forza di un acido

La forza di un acido è determinata dalla costante di dissociazione acida

Ka = [ H3O+ ][A- ]

[ HA ]Tanto maggiore sarà il valore della costante e tanto piu’

l’acido sarà propenso a dissociarsi in soluzione, liberando ioni H3O+

HA + H2O H3O+ + A-

La forza di un acido

Quando Ka >>1La reazione si considera completamente

spostata verso destra

HCl + H2O H3O+ + Cl-

Ovvero la dissociazione è quantitativa

Esempio: se ho una soluzione acquosa dove la concentrazione iniziale di HCl= 10-2 M, [H+]= 10-2

MTutto l’acido si dissocia in H+ e Cl-

Alcuni acidiKa

HClO4 >1

HBr >1

HCl >1

HNO3 >1

H3O+(*) 1,0

HF 7,1.10-4

HNO2 4,5.10-4

CH3COOH 1,8.10-5

HClO 3,2.10-8

HCN 4,0.10-10

NH4+ 5,6.10-10

H2O(*) 1,0.10-14

Costante di dissociazione basica Kb

Kb = [ OH- ] [HA ]

[ A- ]

A- + H2O OH- + HA

Keq = [ OH- ] [ HA ]

[ A - ] [ H2O ]

Costante di dissociazione basica Kb

Attenzione!

La base non è solo un composto che ha a disposizione degli ioni OH-

Una base (secondo Broensted-Lowry) è qualsiasi sostanza che puo’ accettare uno

ione H+Es: Cl-, NH3, CN-, CO3

2-

Invece, secondo la def. di Arrehenius, solo i composti che in H2O liberano ioni OH-

sono basiEs: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3

Acido e base coniugata

Ka =

[ H3O+ ] [NH3]

[NH4+ ]

NH4+ + H2O H3O+ + NH3NH3 + H2O OH- + NH4

+

Kb =

[ OH- ] [NH4+]

[NH3]

Ka Kb =

[ H3O+ ][NH3] [ OH- ] [NH4+]

[NH4+ ] [NH3]

=Kw= [ H3O+ ] [ OH- ]

Tanto più un acido è debole, tanto meno è debole la sua base coniugata

Acido e base coniugata

Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata

HCl Cl-

HCN CN-

CH3COOH CH3COO-

H2CO3 HCO3-

NH4+ NH3

H2OOH-

OH- = idrossidi ionici, es: NaOH, Ca(OH)2, KOH

Acido e base coniugata

Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata

HCl Cl-

HCN CN-

CH3COOH CH3COO-

H2CO3 HCO3-

NH4+ NH3

H2ONaOH

Acido forte Base nulla

Acido debole Base debole

Acido debole

Acido debole

Acido debole

Base debole

Base debole

Base debole

Base forteAcido nullo

Reazione acido-basePer come Ka e Kb sono state definite, i loro valori indicano da che parte è spostato l’equilibrio della reazione con H2O, ma servono anche a trovare la costante di equilibrio di una qualunque reazione acido-base.

Per esempio: se acido e base hanno Ka e Kb > 1, la reazione fra loro equivale a :

H3O+ + OH- H2O con Keq = Kw-1 = 1 x 1014

Se la reazione è CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+

Keq = [NH4+] [CH3COO-]/ [CH3COOH] [NH3] =

([NH4+] [OH-]/ [NH3]) ([CH3COO-]/ [CH3COOH] [OH-]) =

Kb(NH3) Kb(CH3COO-)-1 = 1.8 x 10-5/ 5.6 x 10-10 =3.2 x 104

Altro esempio: H2S + HSO3

- HS- + SO2 +H2O

Keqb(HSO3-) x b(HS-)-1 =

5.9 x 10-13/ 10-7 = 5.9 x 10-6

Da questi esempi deriva che:1. Un acido reagisce quantitativamente con qualunque base che sia più forte (Kb più grande) della propria base coniugata. 2. Maggiore è la diferenza tra le due Kb tanto più la reazione è spostata a destra.3. Se le due Kb sono comparabili all’eq. ci sono quantità paragonabili dei reagenti e dei prodotti4. In maniera analoga si conclude che una base reagisce con qualunque acido che sia più forte dell’acido coniugato della base.