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Equilibri ionici in soluzione acquosa Acidi e basi Lic. classicoD.A. Azuni - Sassari Prof. Paolo Abis.

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Presentazione sul tema: "Equilibri ionici in soluzione acquosa Acidi e basi Lic. classicoD.A. Azuni - Sassari Prof. Paolo Abis."— Transcript della presentazione:

1 Equilibri ionici in soluzione acquosa Acidi e basi Lic. classicoD.A. Azuni - Sassari Prof. Paolo Abis

2 La molecola dellacqua è polare Le proprietà dellacqua la molecola dellacqua In un legame covalente polare la condivisione degli elettroni tra gli atomi è asimmetrica e crea una molecola polare (dotata cioè di poli con cariche parziali opposte).

3 Lacqua è il solvente più diffuso ed importante in natura I soluti polari o ionici si sciolgono quando le molecole dacqua li circondano, formando soluzioni acquose. + – – – – – – – – – – Na + + Cl – Ioni in soluzione Cristallo di sale Cl –

4 IONIC COMPOUNDS Many reactions involve ionic compounds, especially reactions in water aqueous solutions. KMnO 4 in water K + (aq) + MnO 4 - (aq)

5 Dissociazione elettrolitica Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni Cl Na + Cl Na + Cl Na + Cl Na + Cl Na + Cl Na + Cl Na + Il fenomeno è dovuto al legame ione – dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni δ– δ+ Cl H+H+ NaCl Na + + Cl - HCl H + + Cl -

6 Le sostanze che in acqua producono ioni si vengono dette elettroliti La dissociazione da cui si originano si dice dissociazione elettrolitica Le soluzioni che così si formano sono dette soluzioni elettrolitiche Soluzioni Elettrolitiche Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente Acidi forti: HCl, HBr, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 Elettrolita debole = specie chimica che in soluzione si dissocia parzialmente Acidi deboli: H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 3 PO 4, H 3 PO 3, H 2 S, HF,

7 ACIDI E BASI Gli acidi sono conosciuti ed utilizzati da molti secoli Il più antico, ed il primo per cui è stato utilizzato il termine di origine latina acidus (aspro), sembra essere lacido acetico contenuto nellaceto. Gli acidi hanno: sapore aspro, reagiscono coi metalli, producendo idrogeno col calcare, producendo CO2

8 Anche le basi, un tempo dette alcali, sono conosciute fin dallantichità Le basi hanno sapore amaro, sono untuose al tatto, reagiscono con gli acidi neutralizzandoli ACIDI E BASI

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10 Teorie Acido-base Teoria di ArrheniusTeoria di Arrhenius Teoria di Brønsted e LowryTeoria di Brønsted e Lowry Definizione di LewisDefinizione di Lewis

11 La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine 800 premio Nobel La teoria di Arrhenius Tutti gli acidi liberano in acqua ioni H +, tutte le basi liberano in acqua ioni OH - HX H + + X MOH M + + OH Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927

12 Insufficienza della definizione di Arrhenius: Gli acidi e le basi esistevano solo in acqua Le uniche basi erano gli idrossidi Molte basi, come per esempio NH 3, non possono formare OH - (aq) per semplice dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere di tipo diverso.

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14 trasferimento protonicoLe reazioni acido-base sono considerate come reazioni di trasferimento protonico. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Secondo questa teoria la ionizzazione di HCl in acqua è vista come il trasferimento di un protone da HCl ad H2O: acido base La teoria di Brønsted e Lowry 1923 acido Un acido è una specie che dona un protone H + base Una base è una specie che accetta un protone H +

15 La teoria di Brønsted e Lowry Acidi e basi non sono più vincolati al mezzo acquoso Un acido può esistere solo in presenza di una base e viceversa Lo ione H + non può esistere isolato, perché troppo reattivo, ma può solo passare da un acido ad una base durante una reazione chimica La teoria di Brønsted e Lowry è più generale della teoria di Arrhenius. Alcune sostanze possono agire da acido o da base a seconda della specie con cui reagiscono

16 HNO 2 (aq) + H 2 O(l) NO 2 - (aq) + H 3 O + (aq) acido 1 base 1 acido 2 base 2acido nitroso ione nitrito ione idrossonio coppie acido-base coniugate 1 a coppia 2 a coppia Le specie coniugate differiscono per un protone (H + )

17 NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) ammoniaca base 1 base 2 acido 2 acido 1 ione ammonio ione ossidrile 1 a coppia 2 a coppia coppie acido-base coniugate Le specie coniugate differiscono per un protone (H + )

18 Ammoniaca, NH 3

19 Vi sono alcune sostanze che portano ad una variazione del pH di una soluzione: senza accettare o donare protoni. Carenze della teoria di Brønsted e Lowry Serve un modello più generale di cui gli altri modelli sono dei casi speciali.

20 Definizione di Lewis Acido = accettore di una coppia di elettroni Base = donatore di una coppia di elettroni

21 Lewis Acids E definito acido di Lewis un accettore di una coppia di elettroni.

22 Lewis Acids E definita base di Lewis un donatore di una coppia di elettroni.

23 Lewis Bases Qualsiasi composto che può essere una base di Brønsted– Lowry è anche una base di Lewis. Anche reazioni senza trasferimento protonico possono essere classificate come reazioni acido-base secondo Lewis

24 Equilibri ionici in soluzione acquosa il pH

25 Dissociazione ionica dellacqua La conducibilità elettrica dellacqua è stata spiegata con la presenza di ioni positivi H + e negativi OH - Alcune molecole di acqua hanno subito una dissociazione ionica La concentrazione degli ioni positivi e negativi è la stessa H H O H H O H O H H O H +

26 Un atomo di idrogeno di una molecola di acqua si lega allatomo di ossigeno di una diversa molecola Latomo di idrogeno lascia lelettrone e, come ione H +, si lega allossigeno dellaltra molecola di acqua ione idronio Ione ossidrile Dissociazione ionica dellacqua legame idrogeno legame dativo H3O+H3O+ OH - H O H H O H H H O H H O + e-e- - +

27 Lequilibrio di autoionizzazione dell'acqua è rappresentato dalla seguente equazione: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - L'equazione che definisce il prodotto ionico dell'acqua, rappresentato dal simbolo K w è: Kw = [H 3 O + ] [OH - ] = [H + ] [OH - ] Dissociazione ionica dellacqua

28 A 25 o C [H + ] = [OH - ] = 1, mol l -1 quindi: K w = 1, (a 25 °C) In una qualsiasi soluzione acquosa: il prodotto di [H + ] e [OH - ] è sempre uguale a K w, nonostante le due concentrazioni possano non essere uguali fra loro; sono sempre presenti entrambi gli ioni H 3 O + e OH -, indipendentemente dalla presenza di altri soluti. Dissociazione dellacqua

29 Lacqua come debolissimo elettrolita ha il seguente equilibrio di dissociazione: o, nella forma teorica: Per cui la costante dellequilibrio sarà: 2 H 2 O H 3 O + + OH - H 2 O H + + OH -

30 Dissociazione dellacqua Essendo la concentrazione dellacqua una costante, sarà La k W prende il nome di : COSTANTE DI DISSOCIAZIONE O DI IONIZZAZIONE DELLACQUA anche PRODOTTO IONICO

31 Dissociazione dellacqua Poiché Si può affermare che [H 3 O + ] = M ma M = M

32 Dissociazione dellacqua Per cui possiamo dire che: [H + ]=10 -3 è certamente una soluzione acida [H + ]=10 -8 è certamente una soluzione basica Quindi valori numerici dellesponente minori di 7 esprimono soluzioni acide, maggiori di 7 esprimono soluzioni basiche In questo modo, una volta che sia nota la concentrazione di ioni H+ di una soluzione è sempre possibile calcolare immediatamente quella di ioni OH-. Ne deriva che tanto il grado di acidità che di basicità di una soluzione acquosa si può misurare come funzione della sola concentrazione di ioni H+.

33 Dissociazione dellacqua

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35 Il pH Per maneggiare meglio numeri così piccoli si è deciso di usare una misura detta : pH H 3 O+ pH = - log [H 3 O+] logaritmo in base 10 !

36 Dato che per definizione: Logaritmo di un numero è la potenza alla quale deve elevarsi il numero 10 (base dei logaritmi) per ottenere il quel numero Si definisce il pH il logaritmo dellinverso della concentrazione degli ioni idrogeno O, il che è lo stesso, il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione degli ioni H + pH

37 Valori di pH per diversi campioni: Acido: pH da 1 a 6 Neutro: pH = 7 Basico: pH da 8 a 14 Scala del pH Più piccolo il pH più grande lacidità, ossia [H 3 O + ]

38 Scala del pH

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40 Il pH si misura attraverso sostanze dette indicatori, che cambiano di colore a seconda dellacidità o basicità della soluzione con cui entrano in contatto Esistono vari indicatori ognuno dei quali è utilizzato per misurare uno specifico valore di pH, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di colore Indicatore universale tornasole Esistono inoltre apparecchi elettronici con sonda ad immersione detti pHmetri pHmetro Indicatori

41 Scala del pH Acqua Soluzione basica Schiuma detergente per forni Soluzione acida Soluzione neutra Scala del pH Succo di limone, succhi gastrici Succo di pompelmo Succo di pomodoro Urina Acqua pura Sangue umano Acqua di mare Bicarbonato Ammoniaca per uso domestico ACIDITÀ in aumento NEUTRALITÀ [H + ]=[OH – ] H+H+ H+H+ H+H+ OH – H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ BASICITÀ in aumento OH – H+H Candeggina per uso domestico

42 Valori di concentrazioni normali CONCENTRAZIONE NH+H+ OH - pHpOHAMBIENTE HCl , , , , , , , NEUTRALITÀ 0, , , , , , NaCl ACIDITÀACIDITÀ BASICITÀBASICITÀ


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