La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

1 ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890) Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H + HA H + + A - HCl H + + Cl - acido cloridrico.

Presentazioni simili


Presentazione sul tema: "1 ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890) Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H + HA H + + A - HCl H + + Cl - acido cloridrico."— Transcript della presentazione:

1 1 ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890) Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H + HA H + + A - HCl H + + Cl - acido cloridrico H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2 - acido solforico Base sostanza che contiene gruppi OH - e che in acqua libera ioni OH - MOH M + + OH - NaOH Na + + OH - idrossido di sodio Ca(OH) 2 Ca 2+ + 2 OH - idrossido di calcio caratteristiche degli acidi: sapore acido (agro, aspro), corrosivi caratteristiche delle basi: sapore metallico, corrosive, lisciviose, saponose al tatto Lezione 21 Acidi e basi, pH

2 2 normalmente Acido + acido non reagiscono Base + base non reagiscono Acido + base sale reagiscono (neutralizzazione) HA + MOH MA + H 2 O H + + A - + M + + OH - M + + A - + H 2 O acido base sale H + + OH - H 2 O

3 3 Lacqua nelle reazioni acido-base. Il pH H 2 O H + + OH - + H + 2 H 2 O H 3 O + + OH - dissociazione dellacqua, reazione di autodissociazione o autoprotolisi

4 4 H 2 O H + + OH - 2 H 2 O H 3 O + + OH - Kc = [OH - ][ H 3 O + ] /[H 2 O] 2 = 3,25.10 -18 a 25°C [H 2 O] è ca. costante [H 2 O] = moli/V = [1000g/(18.015 g/mole)]/1L = 55.51 moli/l Kw = Kc [H 2 O] 2 = [H 3 O + ][OH - ] = 1,0 x 10 -14 M 2 a 25°C Kw = [H 3 O + ] [OH - ] = costante di autoprotolisi o prodotto ionico dellacqua pKw = - log Kw = - log (1,0 x 10 -14 ) = 14,00

5 5 Acqua pura : [H 3 O + ]=[OH - ] Kw = 1.10 -14 = [H 3 O + ][OH - ]=[H 3 O + ] 2 [H 3 O + ] = = 1,00.10 -7 M il pH è uguale al logaritmo decimale, cambiato di segno, del valore numerico della molarità degli ioni H 3 O + pH = -log [H 3 O + ] ; [H 3 O + ] = 10 -pH in acqua pura (25°C) -log[H 3 O + ] = pH = 7 soluzione neutra [H 3 O + ] > 10 -7 ; pH < 7 soluzione acida [OH - ] > 10 -7 [H 3 O + ] = 10 -14 /[OH - ] 7 soluzione basica

6 6 [H 3 O + ]>[OH - ] [H 3 O +] =[OH - ] [H 3 O +] <[OH - ] pH 7,00 Soluz. acida neutra basica

7 7 Esercizio 1 Calcolare il pH delle seguenti soluzioni e dire se sono acide, basiche o neutre. a)[H 3 O + ] = 3,85.10 -10 M b)2,18.10 -2 moli di OH - in 150 cm 3 di soluzione c)4,87.10 -3 moli di H 3 O + in 100 mL di soluzione d)2,50.10 -9 moli di OH - in 25,0 cm 3 di soluzione risposta a)pH = - log 3,85.10 -10 = 9,41 basica b) [OH-] = 2,18.10 -2 /0,15 = 1,45.10 -1 p[OH-] = - log 1,45.10 -1 = 0,838 pH =14 - p[OH-] = 14 – 0,838 = 13,16 oppure [H 3 O + ] = 1.10 -14 / [OH-] = 1.10 -14 / 1,45.10 -1 = 6,89.10 -14 pH =-log 6,89.10 -14 = 13,16 basica etc.

8 8 Esercizio 2 Calcolare la concentrazione di ioni H 3 O + e di ioni OH - di una soluzioni acquosa avente pH = 2,87 Risposta [H 3 O + ] = 10 -2,87 = 1,35.10 -3 mol/L [H 3 O + ] [OH-] = 1.10 -14 [OH-] = 1.10 -14 / 1,35.10 -3 = 7,40.10 -12

9 9 Limiti della teoria di Arrhenius Come spiegare il comportamento basico di NH 3, Na 2 CO 3, K 2 CO 3 ?

10 10 ACIDI E BASI: Teoria di Brønsted ( 1923) Acido: sostanza donatrice di protoni (H + ) Base: sostanza accettrice di protoni (H + ) Spiega il comportamento basico di CO 3 2- e di NH 3 CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH - base acido NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - base acido H 2 O acido

11 11 Daltra parte mettendo un acido (HA) in H 2 O HA + H 2 O H 3 O + + A - acido base H 2 O base H 2 O è anfotera (capace sia di cedere che accettare protoni) H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - base acido acido base

12 12 sostanze anfotere devono possedere coppie di elettroni liberi per un legame dativo con H + (funzionamento da base) protoni facilmente cedibili (funzionamento da acidi) Sostanze con queste caratteristiche - H 2 O - anioni contenenti H facilmente cedibili (es. HCO 3 - ) HCO 3 - + H 2 O CO 3 -2 + H 3 O + acido HCO 3 - + H 2 O H 2 CO 3 + OH - base

13 13 Dissociazione degli acidi e delle basi Dissociazione degli acidi HA + H 2 O H 3 O + + A - acido base acido base coniugata di HA Kc = [H 3 O + ] [A-] / [ HA] [H 2 O] K c. [H 2 O] = K a = [H 3 O + ] [A-] / [ HA] ka costante di dissociazione o ionizzazione dellacido Ka >> 1 acidi forti Ka 1.10 -1 – 1.10 -4 moderatamente deboli Ka << 1.10 -7 molto deboli

14 14 Dissociazione delle basi (B) B + H 2 O BH + + OH - base acido acido coniugato base della base B Kc = [BH + ] [OH-] / [ B] [H 2 O] Kc. [H 2 O] = K b = [BH + ] [OH-] / [ B] kb costante di dissociazione o ionizzazione della base Kb >> 1 base forte Kb 1.10 -1 – 1.10 -4 base moderatamente debole Kb << 1.10 -7 base molto debole

15 15 Tabella Ka di acidi deboli in H 2 O a 25°C pKa = -log Ka Ka = 10 -pKa Tabella Kb di basi deboli in H 2 O a 25°C pKb = -log Kb Kb = 10 -pKb

16 16 Relazione fra la forza di un acido e quella della sua base coniugata HA + H 2 O H 3 O + + A - acido base coniugata dellacido HA K a = [H 3 O + ] [A-] / [ HA] A - + H 2 O HA + OH- base coniugata di HA acido K b = [HA ] [OH - ] / [A - ] K a. K b = ( [H 3 O + ] [A - ] / [ HA] ) ([HA ] [OH - ] / [A - ]) = = [H 3 O + ] [OH-] = Kw = 1.10 -14 K a. K b = Kw pKa + pKb = 14

17 17 Dissociazione degli acidi e delle basi. Grado di dissociazione e pH Acidi forti sono completamente dissociati [H 3 O + ] = [HA]° per [HA]° > 1.10 -6 M pH = -log [H 3 O + ] = -log [HA]° per acidi biprotici completamente dissociati [H 3 O + ] = 2 [HA]° pH = -log [H 3 O + ] = -log 2 [HA]°

18 18 Basi forti sono completamente dissociate [ OH - ] = [B]° per [B]° > 1.10 -6 M essendo Kw = [H 3 O + ] [ OH - ] = 1.10 -14 [H 3 O + ] = 1.10 -14 / [ OH - ] = 1.10 -14 / [B]° log [H 3 O + ] = log 1.10 -14 – log [B]° pH = -log [H 3 O + ] = - log 1.10 -14 + log [B]° = = 14 + log [B]°

19 19 Acidi deboli e basi deboli sono parzialmente dissociati ed il loro grado di dissociazione aumenta con la diluizione - Calcoli del pH Acido debole HA + H 2 O H 3 O + + A - HA H 3 O + A - Inizio C ° HA 1.10 -7 - Equilibrio C ° HA –x 1.10 -7 + x x Ka = x 2 /(C° HA -x ) nota Ka, risolvo eq. II° grado in x x = [H 3 O + ] pH = -log [H 3 O + ] = -log x continua

20 20 Si può trascurare x rispetto a C° HA : la risoluzione risulta più semplice ( semplificazione consentita per concentrazioni non troppo basse di HA in quanto la dissociazione aumenta allaumentare della diluizione) Ka = x 2 /(C° HA -x ) Ka = x 2 /C° HA x 2 = Ka C° HA x = Ka C° HA oppure

21 21 HA + H 2 O H 3 O + + A - HA H 3 O + A - Inizio C ° HA - - equilibrioC ° HA (1- ) C ° HA C ° HA essendo = x / C° HA Ka = C ° HA 2 / (1- ) nota Ka, risolvo eq di II°grado in essendo [H 3 O + ] = C ° HA pH = -log [H 3 O + ] = -log(C ° HA )

22 22 Esercizio1 (es 10 del 24/2/03) Calcolare il pH a 25°C di una soluzione acquosa di acido nitroso HNO 2 0,025 M, sapendo che la Ka dellacido è 7,1.10 -4 a 25°C. ------- HNO 2 + H 2 O H 3 O + + NO 2 - Ka = [H 3 O + ] [NO 2 - ] / [HNO 2 ] HNO 2 H 3 O + NO 2 - Inizio 2,5.10 -2 - - Equil. 2,5.10 -2 –x x x Ka = 7,1.10 -4 = x 2 / 2,5.10 -2 –x continua

23 23 7,1.10 -4. 2,5.10 -2 = x 2 x= 4,21. 10 -3 pH = 2,36 = 2,4 risolvendo eq di II° grado 7,1.10 -4 (2,5.10 -2 –x) = x 2 x =3,86.10 -3 pH = log 3,86. 10 -3 = 2,41 = 2,4

24 24 Esercizio 2 Calcolare la concentrazione di una soluzione di acido nitroso sapendo che il suo pH è 2,41 e che la Ka dellacido è 7,1.10 -4 a 25°C. -------- HNO 2 + H 2 O H 3 O + + NO 2 - Ka = [H 3 O + ] [NO 2 - ] / [HNO 2 ] = 7,1.10 -4 pH = 2,41 [H 3 O + ] = 10 -pH = 10 - 2,41 = 3,9. 10 -3 HNO 2 H 3 O + NO 2 - equil.x- 3,9. 10 -3 3,9. 10 -3 3,9. 10 -3 Ka = 7,1.10 -4 = ( 3,9. 10 -3 ) 2 / (x- 3,9. 10 -3 ) x= 2,5.10 -2 M

25 25 Base debole e calcolo del pH B+ H 2 O HB + + OH - K b = [HB + ] [OH-] / [ B] B HB + OH - InizioC B° - - EquilibrioC B° -x x x K b =[OH - ] 2 / [B] = x 2 / (C B° -x) Nota K b e C B° si risolve lequazione in x Essendo x = [OH - ] si calcola il pOH e quindi il pH pH = 14 - pOH

26 26 Esercizio Calcolare quanti mL di ammoniaca al 18% p/p (d= 0,9294 g/mL) occorrono per preparare 1 L di una soluzione di ammoniaca con un pH = 11,17. Kb di NH 3 è a 25°C 1,78.10 -5. Soluzione -Prima calcoliamo la concentrazione della soluzione di NH 3 che ha un pH di 11,17 -Quindi calcoliamo come preparare una soluzione di questa concentrazione partendo da una soluzione piu concentrata pH = 11,17[ H 3 O + ] = 10 -11,17 = 6,76.10 -12 [OH - ] = Kw/ [ H 3 O + ] = 1.10 -14 /6,76.10 -12 = = 1,48.10 -3

27 27 NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - NH 3 NH 4 + OH - Eq x – 1,48.10 -3 1,48.10 -3 1,48.10 -3 K b =1,78.10 -5 = [NH 4 + ][OH - ]/[NH 3 ]=(1,48.10 -3 ) 2 / (x – 1,48.10 -3 ) x= 0,124 M = C° NH3 Soluzione concentrata di NH 3 al 18%p/p (d= 0,9294 g/mL) calcolo la molarità d=m/V= 0,9294 massa di 1Lsoluzione è 0,9294 kg il 18% in peso è di NH 3 n NH3 = 0,18. 0,9294.10 3 g/PM NH3 = 0,18.0,9294.10 3 g/ 17g mol -1 = = 9,82 mol in 1 L soluzione

28 28 Soluzione concentrata NH 3 è 9,82 M Soluzione con pH 11, 17 è 0,124 M bisogna prepararne 1 L quindi servono 0,124 mol calcoliamo quanti mL della soluzione concentrata (9,82 M) devono essere prelevati e portati al volume di 1 L con H 2 O 9,82: 1000 mL = 0,124 : x x = 12,67 mL

29 29 Per il calcolo del pH di acidi e basi poliprotiche non forti, in soluzioni non troppo diluite, si può considerare solo la prima dissociazione. Esercizio Calcolare il pH di una soluzione di acido fosforico (H 3 PO 4 ) 0,200 M, sapendo che K a1 = 6,92.10 -3, K a2 =6,23.10 -8 e K a3 = 4,8.10 -13. H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 - + H 3 O + H 3 PO 4 H 2 PO 4 - H 3 O + Inizio 0,200 - - equil 0,200-x x x K a1 = 6,92.10 -3 = x 2 / 0,200-x Risolvo in x e calcolo il pH (pH = 1,47)


Scaricare ppt "1 ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890) Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H + HA H + + A - HCl H + + Cl - acido cloridrico."

Presentazioni simili


Annunci Google