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Acidi e Basi Dissociazione dell’acqua L’acqua pura mostra una piccola conducibilità elettrica quindi non tutti i legami nelle molecole sono covalenti Una.

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1 Acidi e Basi Dissociazione dell’acqua L’acqua pura mostra una piccola conducibilità elettrica quindi non tutti i legami nelle molecole sono covalenti Una piccolissima porzione di molecole si dissocia in ioni:

2 - soluzioni neutre se - soluzioni acide se - soluzioni basiche se Soluzioni acide e basiche

3 Acidi e Basi - Definizione di Arrhenius: gli acidi sono sostanze che in soluzione acquosa si dissociano generando ioni idrogeno, H + (H 3 O + ) - Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa si dissociano generando ioni idrossido, OH -

4 - Definizione di Bronsted - Lowry: gli acidi sono sostanze che in soluzione acquosa sono capaci di donare protoni. - Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa sono capaci di accettare protoni. - Definizione di Lewis: gli acidi sono sostanze capaci di ricevere un doppietto elettronico, le basi sono sostanze capaci di cedere un doppietto elettronico.

5 Forza degli acidi Es. acido fortissimo, HCl Es. acido debole, acido acetico L’acido acetico è un acido debole, infatti: -Superacidi, costante di dissociazione non calcolabile perché troppo grande -acidi fortiK a > acidi medioforti10 -1 >K a > acidi mediodeboli10 -3 >K a > acidi deboli10 -4 >K a > acidi debolissimiK a <10 -8

6 Soluzione di un acido debole Es. acido debole, acido acetico L’acido acetico è un acido debole, infatti:

7 Forza delle basi Es. superbasi, idrossido di sodio, NaOH idrossido di potassio, KOH Es. base debole, ammoniaca L’ammoniaca è una base debole, infatti: -Superbasi, costante di dissociazione non calcolabile perché troppo grande -basi fortiK b > basi medioforti10 -1 >K b > basi mediodeboli10 -3 >K b > basi deboli10 -4 >K b > basi debolissimeK b <10 -8

8 Costanti di ionizzazione di alcuni acidi a 25°C

9 Costanti di ionizzazione di alcune basi a 25°C

10 Acidi poliprotici Sono sostanze capaci di dissociare più protoni (diprotici e poliprotici) es: acido fosforico: H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- HPO 4 2- H + + PO 4 3-

11 Costanti di ionizzazione di alcuni acidi poliprotici a 25°C

12 Relazione tra K a e K b

13 Pesi equivalenti e normalità Un equivalente è la quantità di sostanza che sembra o genera una mole di “particelle” Per reazioni acido-base le “particelle” sono gli “H + ”, quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera una mole di protoni. Nelle ossidoriduzioni le “particelle” sono gli “elettroni”, quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera una mole di elettroni. N, Normalità = concentrazione espressa in equivalenti per litro di soluzione

14 Esempio di pesi equivalenti Acido fosforico a) H 3 PO 4 + NaOH NaH 2 PO 4 + H 2 O peso equivalente PE = 97,997222/1 = 97, b) H 3 PO 4 + 2NaOH Na 2 HPO 4 + 2H 2 O peso equivalente PE = 97,997222/2 = 48, c) H 3 PO 4 + 3NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O peso equivalente PE = 97,997222/3 = 32,665741

15 pH pH = - log 10 [H + ] ( p = - log 10 ) pK a = - logK a pK b = - logK b pK a + pK b = pK w = 14,00

16

17 Costanti di ionizzazione di alcuni acidi a 25°C

18 Costanti di ionizzazione di alcuni acidi poliprotici a 25°C

19 Titolazioni acido-base Es. Titolazione di 50 ml di HCl 0,1M con NaOH 0,1M (V a ) (C a ) (C b ) Prima del punto di equivalenza: [H + ]= (C a V a - C b V b )/(V a + V b ) Dopo il punto di equivalenza: [OH - ]= (C b V b - C a V a )/(V a +V b ) [H + ]= (0,1*0,05 - 0,1*0,0)/(0,05+0,00)=0,1 [H + ]= (0,1*0,05 - 0,1*0,01)/(0,05+0,01)=0,067 [H + ]= (0,1*0,05 - 0,1*0,04)/(0,05+0,04)=0,011 [H + ]= (0,1*0,05 - 0,1*0,049)/(0,05+0,049)=0,001 [OH - ]= (0,1*0, ,1*0,05)/(0,05+0,051)=0,001 [OH - ]= (0,1*0, ,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009 [OH - ]= (0,1*0, ,1*0,05)/(0,05+0,0100)=0,033 pH= 1,00 pH= 1,18 pH= 1,96 pH= 3,00 pH=11,00 pH=11,96 pH=12,52

20 0,0 10,0 20,0 30,0 40,0 49,0 49,9 50,0 50,1 51,0 60,0 70,0 80,0 90,0 100,0 1,00 1,18 1,37 1,60 1,96 3,00 4,00 7,00 10,00 11,00 11,96 12,22 12,36 12,46 12,52 Volume di NaOH 0,1M aggiunto ml pH Acido forte

21 La Buretta come determinare il volume

22 Sono sostanze il cui colore cambia in funzione del pH della soluzione in cui si trovano Sono degli acidi deboli di natura organica che in seguito alla dissociazione o all’associazione di un protone cambiano la loro struttura elettronica e quindi il colore Gli Indicatori di pH HIn +H 2 O H 3 O + + In - Colore indissociato colore dissociato

23 fenolptaleinaBlu di bromofenolo metilarancio Blu di metilene Alcuni Indicatori di pH

24

25 Intervallo di viraggio della fenolftaleina Intervallo di viraggio del blu di bromotimolo Intervallo di viraggio del metilarancio Intervallo di sensibilità dell’occhio umano Intervallo di viraggio dell’indicatore do pH Gli Indicatori di pH

26 Le soluzioni Tampone Sono soluzioni di composizione tale da mantenere il pH quasi costante per piccole aggiunte di acidi o basi. Sono composte da un acido debole e dalla sua base coniugata, oppure da una base debole e dal suo acido coniugato. La loro azione si basa sull’equilibrio acido-base. Equazione di Henderson-Hasselbalch Cs = concentrazione base coniugata Ca = concentrazione acido debole

27 Titolazione di un acido debole Es. Titolazione di 50 ml di CH 3 COOH 0,1M con NaOH 0,1M (V a ) (C a ) (C b ) Prima del punto di equivalenza: Dopo il punto di equivalenza: pH iniziale: pH = 2,87 CH3COOH + Na + + OH - CH3COO - + Na + + H 2 O [OH - ]= (0,1*0, ,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009 pH=11,96

28 0,0 10,0 20,0 30,0 40,0 49,0 49,9 50,0 50,1 51,0 60,0 70,0 80,0 90,0 100,0 2,87 4,14 4,56 4,92 5,34 6,44 7,45 8,72 10,00 11,00 11,96 12,22 12,36 12,46 12,52 Volume di NaOH 0,1M aggiunto ml pH Intervallo di viraggio della fenolftaleina Intervallo di viraggio del blu di bromotimolo Intervallo di viraggio del metilarancio Acido debole


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