La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

Equilibri in soluzione Teorie acido-base Auto-ionizzazione dell’acqua Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H) Concentrazione H + e pH.

Presentazioni simili


Presentazione sul tema: "Equilibri in soluzione Teorie acido-base Auto-ionizzazione dell’acqua Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H) Concentrazione H + e pH."— Transcript della presentazione:

1 Equilibri in soluzione Teorie acido-base Auto-ionizzazione dell’acqua Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H) Concentrazione H + e pH

2 Equilibri di scambi di protoni X-H ⇄ X - + H + X-OH ⇄ X + + OH - X-O-H ⇄ X-O - + H + X-O-H ⇄ X + + OH - Caso speciale: H-O-H ⇄ H + + OH - Equilibrio aA + bB ⇄ cC + dD

3 Acidi þ Hanno sapore acido þ Corrodono i metalli þ Producono ioni H + (come H 3 O + ) nell’acqua þ Producono anche uno ione negativo (-) þ Reagiscono con le basi per formare sali e acqua

4 Basi Hanno sapore amaro, gessoso Sono elettroliti Al tatto sono saponosi e viscidi Producono ioni OH - nell’acqua Reagiscono con gli acidi a dare sali e acqua

5 ARRHENIUS Acido:sostanza che in soluzione acquosa rilascia H + HNO 3  H + + NO 3 - Base:sostanza che in soluzione acquosa rilascia OH - KOH  K + + OH - BRONSTED-LOWRY Acido:sostanza che in soluzione acquosa rilascia H + HNO 3  H + + NO 3 - Base:sostanza che in soluzione acquosa accetta H + OH- + H +  H 2 O NH 3 + H +  NH 4 + Definizioni di acido e base

6 LEWIS Acido:sostanza (elettrofila) che tende ad accettare doppietti elettronici Base:sostanza(nucleofila) tende a cedere doppietti elettronici A + B:  B:A Acido Base Addotto (o complesso) OH - + H +  H 2 O NH 3 + H +  NH 4 + BF 3 + :NH 3  BF 3 :NH 3 La definizione più estensiva di acido e base è data da Lewis Definizioni di acido e base

7 Broensted- Lowry: acidi e basi coniugate AH + B ⇄ A - + HB AH cede un protone e diventa A -  ACIDO B accetta un protone e diventa BH  BASE Se AH è donatore di H +, A - è accettore Se B è accettore di protoni, BH è donatore Acido (AH)  base coniugata (A - ) Base (B)  acido coniugato (BH)

8 NH 3 + H 2 O NH OH - L’acqua cede un protone all’ammoniaca, trasformandosi nella base coniugata OH -. L’ammoniaca acquista un protone dall’acqua, trasformandosi nell’acido coniugato ione ammonio.

9 NH 3 + H 2 O NH OH - Nella reazione inversa, OH - riceve un protone dallo ione ammonio. In questa reazione lo ione ammonio si comporta quindi da acido e lo ione OH - si comporta da base.

10 Acidi e basi di Lewis Acido: accettore di un doppietto di elettroni Base: donatore di un doppietto di elettroni A + :B = A-B (complesso) Acido + Base formano un legame covalente

11 Equilibri di Broensted AH(aq) + H 2 O ⇄ A - (aq) + H 3 O + H 2 O + B(aq) ⇄ OH - (aq) + BH Acido1 + base2 ⇄ base1 + acido2 Le soluzioni di acidi e basi coniugati vanno velocemente all’equilibrio Acidi e basi scambiano protoni con l’acqua e ne modificano le caratteristiche

12 Equilibri delle soluzioni di acidi e basi L’equilibrio per un acido Per una base

13 Ioni come acidi o basi Se acido acetico è acido, –lo ione acetato è una base Se ammoniaca è una base, –lo ione ammonio è un acido Quindi: Gli anioni possono essere basi I cationi possono essere acidi

14

15 Prodotto ionico dell’acqua dato che la k c è molto piccola possiamo assumere costante la [H 2 O] = 1000/18 = 55.5 moli/litro K c [H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH - ] = Auto-ionizzazione dell’H 2 O L’acqua è anfiprotica: può agire da acido e da base L’acqua ionizza se stessa: Autoionizzazione H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - = (a 25 °C)

16 2 H 2 O H 3 O + + OH - K c = [H 3 O + ] · [OH - ] [ H 2 O] 2 Kw = [H 3 O + ] · [OH - ] = 1· [H 3 O + ] = [OH - ] = 1·10 -7 a 25°C [H 3 O + ] 2 = 1.0 x

17 K w = [H + ][OH - ] = [H + ] = [OH - ] = quando in una soluzione acquosa [H + ] = [OH - ]  la soluzione è detta neutra H 2 O H + + OH - H + EXTRA Se aumentiamo la [H + ], aggiungendolo dall’esterno, in base alla legge di azione di massa l’equilibrio si sposterà verso sinistra (in direzione dei reagenti). Ma dovendo comunque la K W rimanere costante risulterà al nuovo equilibrio: [H + ] > [OH - ]. esempio Equilibrio iniziale K w = [H+][OH-] = = Nuovo equilibrioK w = [H+][OH-] = = Si applica, naturalmente, lo stesso principio se si riduce la [H+] o si aumenta o riduce la [OH-]

18 [H + ] mol/L[OH - ] mol/L Relazione in soluzione acquosa tra le concentrazioni molari di H + e OH -

19 HNO 2 + H 2 O H 3 O + + NO 2 - K c = [H 3 O + ] · [NO 2 - ] [HNO 2 ] · [H 2 O] K a K a ( = K c · [H 2 O] ) = [H 3 O + ] · [NO 2 - ] [HNO 2 ] = 4.5 · = 4.5 · KaKa =KaKa = [H 3 O + ] · [NO 2 - ] [HNO 2 ] pK a = 3.35

20 NH 3 + H 2 O NH OH - K c = [NH 4 + ] · [OH - ] [NH 3 ] · [H 2 O] K b K b ( = K c · [H 2 O] ) = [NH 4 + ] · [OH - ] [NH 3 ] K b = 1,8 x pK a = 4,75

21 Forza di acidi e basi ddH 2 O CH 3 COOH HCl CH 3 COOH HCl Mg

22 Acidi e basi forti Se la K a di un acido è molto alta, esso è tutto dissociato: Acido forte (Es. HCl) Se la K b di una base è molto alta, essa è tutta dissociata: Base forte (Es. NaOH) Le forme coniugate sono deboli!!!

23 ACIDI FORTI

24 BASI FORTI

25 Acidi deboli Se un acido ha una Ka <<1 esso è poco dissociato: acido debole. (Es acido acetico: Ka = 1.8 x M) La maggior parte del reagente è nella forma indissociata : CH 3 COOH, e solo una piccola frazione è dissociata: CH 3 COO - Comportamento comune a tutti gli acidi organici carbossilici, e ioni ammonio

26 ACIDI DEBOLI Acidi deboli

27 Basi deboli L’ammoniaca ha Kb = 1.8 x M, quindi in soluzione è quasi tutta nella forma NH 3, e solo una piccola frazione è come NH 4 + E’ una base debole, come tutte la ammine ed anioni degli acidi carbossilici

28 BASI DEBOLI

29 AHH 2 O A - H 3 O + AH + H 2 O A - + H 3 O + In soluzione acquosa la forza della coppia acido/base viene misurata in rapporto alla forza della coppia H 3 O + /H 2 O Forza di acidi e basi in Acqua

30 La forza di acidi e basi in acqua Un composto AH che è un donatore di protoni più forte di H 3 O + può cedere H + ad H 2 O, ed è un acido forte Se come donatore di protoni ha una forza H 2 O è un acido debole Se la sua forza è < H 2 O è una base

31 Acidi in acqua AH + H 2 O ⇄ A - + H 3 O + acido1 ⇄ acido 2 Se AH: non è donatore di protoni, non è acido è un donatore meno forte di H 3 O +, è un acido debole è un donatore più forte di H 3 O +, è un acido forte

32 Basi in acqua AH + H 2 O ⇄ AH OH – Base1 ⇄ base 2 Se AH: non è accettore di protoni, non è una base è un accettore meno forte di OH –, è una base debole è un accettore più forte di OH –, è una base forte


Scaricare ppt "Equilibri in soluzione Teorie acido-base Auto-ionizzazione dell’acqua Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H) Concentrazione H + e pH."

Presentazioni simili


Annunci Google