La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

Equilibrio in fase liquida ACIDI E BASI. Definizione di Arrhenius Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che.

Presentazioni simili


Presentazione sul tema: "Equilibrio in fase liquida ACIDI E BASI. Definizione di Arrhenius Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che."— Transcript della presentazione:

1 Equilibrio in fase liquida ACIDI E BASI

2 Definizione di Arrhenius Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche HCl H + + Cl - H2OH2O NaOH Na + + OH - H2OH2O Neutralizzazione di un acido con una base H + +OH - H2OH2O Ma 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.

3 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. HNO 3 + H 2 O NO H 3 O + HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Tale definizione non è legata al tipo di solvente e neppure alla presenza stessa di un solvente, devono però sempre esistere protoni da scambiare NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 +

4 Definizione di Brönsted-Lowry La definizione di acido o base non è vincolata alla presenza del solvente HCl (gas) + NH 3(gas) NH 4 Cl (solido) in assenza di solvente

5 Definizione di Brönsted-Lowry Acidi e basi esistono sempre in coppia. In soluzione acquosa H 2 O si puo’ comportare come acido oppure come base HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + Accetta un H + Dona un H +

6 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

7

8 Concetti importanti Una 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, quindi per ogni acido è possibile definire una base coniugata e viceversa

9 Acido 1 + Base 2 Equilibrio acido-base Base 1 + Acido 2 HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Ogni reazione acido-base deve essere scritta come un equilibrio Base coniugata di HCl Acido coniugato di H 2 O Quindi le coppie HCl/Cl - e H 2 O/H 3 O + sono dette coppie coniugate acido-base

10 Alcune sostanze pure danno reazioni di trasferimento del protone da una molecola all’altra: Autoprotolisi di H 2 O H 2 O H + + OH - K eq = [ H + ] [OH - ] [ H 2 O ] K w =[ H 3 O + ] [OH - ]= 1,0 x = 1,0 x a 25°C [ H 2 O ]= 1 M Altri es. 2CH 3 COOH  CH 3 COO - + CH 3 COOH 2 + 2NH 3  NH NH 2 - 2H 2 SO 4  HSO H 3 SO 4 +

11 Un chiarimento.. H 2 O H + + OH - 2H 2 O H 3 O + + OH - [ H + ]=[ H 3 O + ]       In realtà H 3 O + non è la sola specie che si ottiene per protonazione dell’acqua, ma si formano altre specie come H 9 O 4 +, H 11 O 5 + 

12 Soluzioni acide o basiche H 2 O H + + OH - K w =[ H + ] [OH - ]= [ H + ] [OH - ] 10 -7

13 Soluzioni acide o basiche H 2 O H + + OH - K w =[ H + ] [OH - ]= [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ]

14 Soluzioni acide o basiche H 2 O H + + OH - K w =[ H + ] [OH - ]= [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ] [ H + ] [OH - ]

15 Costante di dissociazione acida K a HA + H 2 O H 3 O + + A - K eq = [ H 3 O + ] [A - ] [ HA ] [ H 2 O ] K a = [ H 3 O + ] [A - ] [ HA ]

16 Costante di dissociazione acida K a 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.

17 La forza di un acido La forza di un acido è determinata dalla costante di dissociazione acida K a = [ H 3 O + ] [A - ] [ HA ] Tanto maggiore sarà il valore della costante e tanto piu’ l’acido sarà propenso a dissociarsi in soluzione, liberando ioni H 3 O + HA + H 2 O H 3 O + + A -

18 La forza di un acido Quando Ka >>1 La reazione si considera completamente spostata verso destra HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Ovvero la dissociazione è quantitativa Esempio: se ho una soluzione acquosa dove la concentrazione iniziale di HCl= M, [H + ]= M Tutto l’acido si dissocia in H + e Cl -

19 Alcuni acidi KaKa HClO 4 >1 HBr>1 HCl>1 HNO 3 >1 H 3 O +(*) 1,0 HF7, HNO 2 4, CH 3 COOH1, HClO3, HCN4, NH 4 + 5, H 2 O (*) 1,

20

21

22 Costante di dissociazione basica K b K b = [ OH - ] [HA ] [ A - ] A - + H 2 O OH - + HA K eq = [ OH - ] [ HA ] [ A - ] [ H 2 O ]

23 Costante di dissociazione basica K b 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 -, NH 3, CN -, CO 3 2- Invece, secondo la def. di Arrehenius, solo i composti che in H 2 O liberano ioni OH - sono basi Es: NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3

24 Acido e base coniugata K a = [ H 3 O + ] [NH 3 ] [NH 4 + ] NH H 2 O H 3 O + + NH 3 NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + K b = [ OH - ] [NH 4 + ] [NH 3 ] K a K b = [ H 3 O + ] [NH 3 ] [ OH - ] [NH 4 + ] [NH 4 + ] [NH 3 ] =K w = [ H 3 O + ] [ OH - ] Tanto più un acido è debole, tanto meno è debole la sua base coniugata

25 Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata HClCl - HCN CN - CH 3 COOHCH 3 COO - H 2 CO 3 HCO 3 - NH 4 + NH 3 H2OH2O OH - OH - = idrossidi ionici, es: NaOH, Ca(OH) 2, KOH

26

27 Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata HClCl - HCN CN - CH 3 COOHCH 3 COO - H 2 CO 3 HCO 3 - NH 4 + NH 3 H2OH2O NaOH Acido forteBase nulla Acido debole Base debole Acido debole Base debole Base forte Acido nullo

28 Reazione acido-base Per come Ka e Kb sono state definite, i loro valori indicano da che parte è spostato l’equilibrio della reazione con H 2 O, 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 : H 3 O + + OH - H 2 O con Keq = Kw -1 = 1 x Se la reazione è CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COO - + NH 4 + Keq = [NH 4 + ] [CH 3 COO - ]/ [CH 3 COOH] [NH 3 ] = ([NH 4 + ] [OH - ]/ [NH 3 ]) ([CH 3 COO - ]/ [CH 3 COOH] [OH - ]) = Kb(NH 3 ) Kb(CH 3 COO - ) -1 = 1.8 x / 5.6 x =3.2 x 10 4

29 Altro esempio: H 2 S + HSO 3 - HS - + SO 2 +H 2 O Keq  b(HSO 3 - ) x  b(HS - ) -1 = 5.9 x / = 5.9 x 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 prodotti 4. In maniera analoga si conclude che una base reagisce con qualunque acido che sia più forte dell’acido coniugato della base.


Scaricare ppt "Equilibrio in fase liquida ACIDI E BASI. Definizione di Arrhenius Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che."

Presentazioni simili


Annunci Google