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Autoprotolisi di H 2 O H 2 O H + + OH - K eq = [ H + ] [OH - ] [ H 2 O ] K w =[ H 3 O + ] [OH - ]= 10 -14 = 1,8x10 -16 [ H 2 O ]=55 M.

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1 Autoprotolisi di H 2 O H 2 O H + + OH - K eq = [ H + ] [OH - ] [ H 2 O ] K w =[ H 3 O + ] [OH - ]= = 1,8x [ H 2 O ]=55 M

2 Acido 1 + Base 2 Ad ogni acido è associata una base coniugata Definizione generale di una reazione acido-base Base 1 + Acido 2 HCl + H 2 O Cl - + H 3 O +

3 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 ]

4 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.

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

6 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 ]

7 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 soluzione liberano ioni OH - sono basi Es: NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3

8 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 - ]

9 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

10 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

11 Ogni specie chimica (molecola neutra o ione) in soluzione acquosa reagisce, almeno in linea di principio, con H 2 O. Equilibri in soluzione Salvo i casi in cui la specie chimica sia capace di ossidare l’ossigeno o ridurre l’idrogeno di H 2 O, si tratta SEMPRE di una reazione ACIDO-BASE

12 Quindi ogni specie puo’ comportarsi o da ACIDO o da BASE. Per acidi e basi “nulle”, l’equilibrio è completamente spostato a sinistra e le proprietà acide o basiche di queste specie sono trascurabili in ogni contesto Equilibri in soluzione

13 I logaritmi, questi sconosciuti log A= B 10 B = A

14 I logaritmi, questi sconosciuti log 10 7 = 7 log 1= 0 log = -3 1= 10 0

15 I logaritmi, questi sconosciuti scala logaritmica scala geometrica

16 Il pH e la sua scala pH = -log [H 3 O + ]pOH = -log [OH - ] pH + pOH = pK w = 14 Kw = [H 3 O + ] [OH - ]=1x log(1/Kw) =log(1/ [H 3 O + ])+ log(1/ [OH - ])=14

17 Il pH e la sua scala [H 3 O + ]=10 -2, [OH - ]=10 -14

18 Si calcoli il pH di una soluzione M di HNO 3 HNO 3 è un acido forte con K a > 1 quindi in H 2 O si dissocia completamente: [H 3 O + ] derivante dall’acido = C HNO3 = M pH = -log = 1 Il pH risultante è acido di una soluzione di acido forte pH di una soluzione di acido forte

19 [H + ]=C A pH= -log(C A ) di una soluzione di acido forte pH di una soluzione di acido forte

20 [OH - ]=C B pOH= -log(C b ) di una soluzione di base forte pH di una soluzione di base forte pH= 14 - pOH

21 Si calcolino il pH ed il pOH di una soluzione acquosa 1.00 x M di HClO 4 HClO 4 è un acido forte con K a > 1 quindi in H 2 O si dissocia completamente: [H 3 O + ] derivante dall’acido = C HClO 4 = 1.00 x M pH = -log 1.00 x = 4 poiché [H 3 O + ] [OH - ] = 1.0 x M risulta che: [OH - ] = 1.0 x /1.0 x = 1.0 x M pOH = 10.0 Si noti che pH + pOH = pK w = 14

22 Nel problema non si è tenuto conto del contributo degli ioni H 3 O + derivanti dalla dissociazione dell’H 2 O Si verifica a posteriori che l’approssimazione fatta sia lecita: dato che la [OH - ] = M deriva dalla dissociazione delle molecole di H 2 O, la [H 3 O + ] derivante dalla medesima dissociazione sarà uguale, cioè pari a M Questa concentrazione è trascurabile rispetto alla concentrazione di [H 3 O + ] derivante dall’acido (10 -4 M)

23 Si calcoli il pH di una soluzione 1.00 x M di HClO 4 HClO 4 è un acido forte con K a > 1 quindi in H 2 O si dissocia completamente: C H3O + derivante dall’acido = C HClO 4 = 1.00 x M tale concentrazione è paragonabile alla dissociazione delle molecole di H 2 O che quindi contribuirà al pH della soluzione: [H 3 O + ] = 1.00 x x dove x è la concentrazione di H 3 O +, e quindi anche di OH -, derivante dalla dissociazione del solvente

24 quindi: K w = (1.00 x x) x = 1.0 x x = 0.62 x M la concentrazione totale di [H 3 O + ] = 1.62 x M pH = 6.79 Si noti che il pH è acido come atteso

25 Solo quando gli ioni H 3 O + derivanti da un acido sono in concentrazione < M occorre tenere conto del contributo della dissociazione dell’acqua al pH

26 FINO A QUI IL RIPASSO, piu’ o meno

27 Acidi e basi pH di acidi forti pH di acidi deboli Grado di dissociazione K a K b =K w pH di soluzioni saline Titolazione acido-base Acidi e basi poliprotici Equilibri simultanei Soluzioni tampone

28 Dato un qualsiasi equilibrio in soluzione acquosa la concentrazione di [H 3 O + ] è SEMPRE determinata dal prodotto ionico di H 2 O Effetto livellante di H 2 O

29 di una soluzione di acido debole pH di una soluzione di acido debole K a = [ CH 3 COO - ][H 3 O + ] [ CH 3 COOH ] CH 3 COOHCH 3 COO - +H3O+H3O+ C 0 -x xx K a = (x) (C 0 -x) K a = x 2 (C 0 -x) x =[H 3 O + ] =[ CH 3 COO - ]

30 di una soluzione di acido debole pH di una soluzione di acido debole CH 3 COOHCH 3 COO - +H3O+H3O+ K a (C 0 -x) = x 2 [H 3 O + ]= x x 2 +x K a - K a C 0 =0 K a C 0 -x K a = x 2 K a = x 2 (C 0 -x)

31 di una soluzione di acido debole pH di una soluzione di acido debole K a = x 2 (C 0 -x) soluzione semplificata Se K a <

32 di una soluzione di acido debole pH di una soluzione di acido debole

33 CH 3 COOH è un acido debole con K a = 1.8 x 10 -5, quindi in H 2 O non si dissocia completamente: La concentrazione di H 3 O + derivante dalla sua dissociazione si può ricavare dalla K a. K a = ___________________ = 1.8 x K a = ________  _______ = 1.8 x Si calcoli il pH di una soluzione M di CH 3 COOH [ H 3 O + ][ CH 3 COO - ] [ CH 3 COOH ] x2x x x2x x = 1.34 x pH = 2.9 molto meno acido di quello di un acido forte della stessa concentrazione Esempi

34 di una soluzione di base debole pH di una soluzione di base debole Importante L’equilibrio è dominato dalla relazione = [ OH - ] [H + ] Se sono in presenza di una base, devo utilizzare la costante di dissociazione basica per calcolare [OH-] e DOPO ricavare [H+] usando Kw

35 di una soluzione di base debole pH di una soluzione di base debole

36 NH 3 0,10 M K b 1,8 x NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + [ OH - ]= x [NH 4 + ]= x [NH 3 ]= 0,10 -x K b = x2x2 0,10-x K b = [ OH - ] [NH 4 + ] [NH 3 ]

37 di una soluzione di base debole pH di una soluzione di base debole L’impostazione generale del problema è analoga a quella già discussa per gli acidi deboli NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + [ OH - ]= x [NH 4 + ]=x [NH 3 ]= (C o -x) K b = x2x2 C 0 -x K b = [ OH - ] [NH 4 + ] [NH 3 ] K b C 0 =x2x2

38 di una soluzione di base debole pH di una soluzione di base debole [OH - ]= √ ( C 0 K b )

39 Il calcolo del pH di base debole si fa in modo analogo, utilizzando poi pH= 14 - pOH di una soluzione di base debole pH di una soluzione di base debole

40 Grado di dissociazione di un acido debole CH 3 COOH +H 2 OCH 3 COO - +H3O+H3O+ == [H 3 O + ] C 0A C 0A= Concentrazione stechiometrica iniziale dell’acido ACIDO FORTE  ACIDO DEBOLE  molto piccolo ma non trascurabile (ca )

41 Grado di dissociazione di un acido debole CH 3 COOH +H 2 OCH 3 COO - +H3O+H3O+ [H 3 O + ]=x =  C 0

42 di una soluzione di acido debole pH di una soluzione di acido debole K a = [ CH 3 COO - ][H 3 O + ] [ CH 3 COOH ] CH 3 COOHCH 3 COO - +H3O+H3O+ C 0 (1-  ) C0 C0  C0 C0  K a = (C 0  ) C 0 (1-  ) K a = C0  2C0  2 (1-  )

43 Nell’esempio precedente l’esercizio era già stato svolto ed era stata calcolata la concentrazione di H 3 O + derivante dalla sua dissociazione, ottenuta dalla K a. Si calcoli il grado di dissociazione di una soluzione M di CH 3 COOH [ H 3 O + ] X= = 1.34 x Esempi [ H 3 O + ]  C0C0  1.34 x x 10 -2

44 Acidi e basi pH di acidi forti pH di acidi deboli Grado di dissociazione K a K b =K w pH di soluzioni saline Titolazione acido-base Acidi e basi poliprotici Equilibri simultanei Soluzioni tampone

45 Proprietà acido-base di un sale

46 Esempi NaCl NH 4 Cl KCN CH 3 COONa

47 Esempi NaCl NH 4 Cl KCN CH 3 COONa In soluzione, i Sali solubili sono completamente dissociati nei loro ioni NaClNa + + Cl - NH 4 ClNH Cl - KCNK + + CN - CH 3 COONaNa + + CH 3 COO - NON sono equilibri. Sono dissociazioni quantitative!

48 NaClNa + + Cl - NH 4 ClNH Cl - KCNK + + CN - CH 3 COONaNa + + CH 3 COO - Il catione potrà comportarsi da acido e l’anione potrà Comportarsi da base. Proprietà acido-base di un sale Occorre conoscere i valore delle Ka e delle Kb di queste reazioni per capire che cosa succederà

49 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

50 Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata ACIDO FORTE NO BASE ACIDO DEBOLE BASE DEBOLE BASE FORTE NO ACIDO HCl Cl - NaOHNa + HCNCN - NH 3 NH 4 +

51 Sale di acido forte e base forte Es: NaCl No acido No base pH neutro

52 Es: NH 4 Cl Acido debole No base pH acido Come si trova il pH? Sale di acido forte e base debole

53 NH H 2 O H 3 O + + NH 3 Ka>5x K a = [ H 3 O + ] [NH 3 ] [NH 4 + ] x (C S -x) [ H 3 O + ]=x x2x2 CSCS =K a = [ H 3 O + ]=(K a C s ) 1/2

54 Sale di acido forte e base debole [H + ]=(C S K a ) 1/2 K a = acido coniugato della base debole

55 Esempio K a NH 4 + = K w /K b NH 3 [H + ]=(C S K a ) 1/2 NH 4 Cl Sale proveniente da acido forte HCl e base debole NH 3 pH della soluzione è ACIDO C s = C 0 NH 4 Cl K a = K a NH 4 +

56 Es: NaCN No Acido Base debole pH basico Sale di acido debole e base forte

57 CN - + H 2 O OH - + HCN Kb>5x10 -5 K b = [ OH - ] [HCN ] [CN - ] x (C S -x) [ OH - ]=x x2x2 CSCS =K b = [ OH - ]=(K b C s ) 1/2

58 Sale di acido debole e base forte K b CN - = K w /K a HCN [OH - ]=(C S K b ) 1/2

59 Esempio K b CN - = K w /K a HCN [OH - ]=(C S K b ) 1/2 NaCN Sale proveniente da acido debole HCN e base forte NaOH pH della soluzione è ALCALINO C s = C 0 NaCN K b = K b CN -

60 Esempio K b CH 3 COO - = K w /K a CH 3 COOH [OH - ]=(C S K b ) 1/2 CH 3 COONa Sale proveniente da acido debole CH 3 COOH e base forte NaOH pH della soluzione è ALCALINO C s = C 0 CH 3 COONa K b = K b CH 3 COO -

61 Acidi e basi pH di acidi forti pH di acidi deboli Grado di dissociazione K a K b =K w pH di soluzioni saline Titolazione acido-base Acidi e basi poliprotici Equilibri simultanei Soluzioni tampone

62 Acido 1 + Base 2 Reazioni acido-base Base 1 + Acido 2 HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + E se la reazione NON avviene con acqua ma avviene con una base piu’ forte? Come si analizza l’equilibrio di reazione tra un acido ed una base?

63 Titolazioni acido-base 1. Titolazione di una base forte con un acido forte 1.Punto Equivalente 2.pH del punto equivalente 3.Come varia il pH durante la titolazione Casi diversi 2. Titolazione di una base forte con un acido debole 2bis. Titolazione di una base debole con un acido forte 3. Titolazione di una base debole con un acido debole

64 Titolazione acido-base Titolare significa determinare la esatta concentrazione di una sostanza a concentrazione (titolo) ignoto HA H + + A - BOH B + + OH - H2O H + + OH - H + + OH - H2OH2O K w =10 -14

65 Titolazione acido-base Titolare significa determinare la esatta concentrazione di una sostanza a concentrazione (titolo) ignoto HA H + + A - BOH B + + OH - H2O H + + OH - H + + OH - H2OH2O K w = Moli H + = Ca x Va Moli OH - = Cb x Vb

66 Titolazione acido-base Titolare significa determinare la esatta concentrazione di una sostanza a concentrazione (titolo) ignoto H + + OH - H2OH2O M a x V a = M b x V b

67 Esempio 25 mi di una soluzione di HCl a concentrazione ignota, vengono titolati (reagiscono completamente) con 40 ml di una soluzione di NaOH 0.01 M. Calcolare la concentrazione di HCl

68 Titolazione acido-base Si ha il PUNTO EQUIVALENTE Qunado le moli di H+ provenienti dall’acido sono uguali alle moli di OH- provenienti dalla base H + + OH - H2OH2O M a x V a = M b x V b IL PUNTO EQUIVALENTE è INDIPENDENTE dal fatto che acido o base siano forti o deboli Per quanto deboli possano essere l’acido o la base, la reazione di formazione di H 2 O sarà spostata a destra in modo QUANTITAVO.

69 pH del punto equivalente H + + OH - H2OH2O M a x V a = M b x V b Al punto equivalente, tutti gli H+ e gli OH- provenienti da acido e base hanno formato H2O. Rimangono in soluzione gli altri ioni i quali, di fatto, formano un sale disciolto in acqua. Il pH sarà pertanto determinato utilizzando il paragrafo precedente, ovvero “determinazione del pH di una soluzione salina”

70 pH del punto equivalente H + + OH - H2OH2O M a x V a = M b x V b Acido Forte HCl + Base forte NaOH Sale in soluzione: NaCl Né lo ione Na+ ne lo ione Cl- hanno proprietà acido-base significative, pertanto il pH del punto equivalente è 7.

71 pH del punto equivalente H + + OH - H2OH2O M a x V a = M b x V b Acido Forte HCl + Base debole NH 3 Sale in soluzione: NH 4 Cl Lo ione Cl- non ha proprietà acido-base significative Lo ione NH 4 + è un acido debole (acido coniugato di base debole NH3), pertanto il pH del punto equivalente è < 7.

72 pH del punto equivalente H + + OH - H2OH2O M a x V a = M b x V b Acido Debole HCN + Base forte NaOH Sale in soluzione: NaCN Lo ione Na+ non ha proprietà acido-base significative Lo ione CN - è una base debole (base coniugata di acido debole HCN), pertanto il pH del punto equivalente è > 7.


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