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ACIDI E BASI. LA NATURA DEGLI ACIDI E DELLE BASI Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi.

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1 ACIDI E BASI

2 LA NATURA DEGLI ACIDI E DELLE BASI Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ). Teoria di Brønsted-Lowry: un acido (base) è un donatore (accettore) di protoni. La base coniugata di un acido è la base che si forma quando lacido perde un protone. Lacido coniugato di una base è lacido che si forma quando la base accetta un protone.

3 AcidoBase Acido Base Acido Esempio. Nelle seguenti reazioni, qual è lacido e quale la base? HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Base NaOH OH - + Na + NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + Coppia coniugata acido-base

4 Teoria di Lewis: un acido (base) è una qualsiasi sostanza capace di accettare (donare) una coppia di elettroni di non-legame Quando una base di Lewis offre una coppia elettronica ad un acido di Lewis allora si forma un legame covalente coordinato. O 2- O H H O - H O - H Lo ione ossido è una base di Lewis in grado di formare un legame covalente coordinato con il protone (acido di Lewis) Esempio:

5 Molti ossidi non-metallici sono ACIDI di LEWIS CO 2 + H 2 OH 2 CO 3 O H H C O O H O CO O H Acido di LewisBase di LewisAcido di Brønsted

6 BaseAcido Base L'autoionizzazione dell'acqua H 2 O + H 2 O = H 3 O + + OH – [H 3 O + ][OH – ] K = [H 2 O] 2 K·[H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH – ] prodotto ionico dell'acqua K w = [H 3 O + ][OH – ] = 10 –14 a 25 °C:

7 Scala di pH Si definisce pH il logaritmo negativo della concentrazione molare degli ioni idrogeno pH = –log [H 3 O + ] [H 3 O] + = 10 -pH se pH < 7 acida se pH = 7 neutra se pH > 7 alcalina (o basica) il pH può essere rispettivamente minore di 0 o maggiore di 14 se [H 3 O + ] > 1 M, il pH < 0 se [OH – ] > 1 M, il pH > 14

8 Esempio. Calcolare il pK, pH e pOH di una soluzione neutra di acqua a 25°C. K w = [H 3 O + ][OH – ] = [OH – ] 2 = [H 3 O + ] 2 = 10 –14 [OH – ] = [H 3 O + ] = 10 –14 = 10 –7 M pOH = pH = 7 K w = [H 3 O + ][OH – ] = 10 –14 pK w = -log K w = -log ( ) = 14 pK w = -log K w = -log ([H 3 O + ][OH - ]) = = -log[H 3 O + ] - log[OH - ] = = pH + pOH Poiché la soluzione è neutra: [OH – ] = [H 3 O + ]

9 Il pH di soluzioni di acidi forti, o di basi forti pH, di una soluzione di HA 0,1 M HA + H 2 O H 3 O + + A – per soluzioni di acidi forti monoprotici la concentrazione degli ioni idrogeno è pari alla concentrazione molare dellacido stesso [H 3 O + ] = [HA]pH = –log [H 3 O + ]= –log [HA] pOH, di una soluzione di BOH 0,1 M H 2 O BOH OH - + B + per soluzioni di basi forti monoidrossiliche la concentrazione degli ioni idrossile è pari alla concentrazione molare della base stessa [OH - ] = [BOH] pOH = –log [OH - ]= –log [BOH]

10 Calcolare il pH e la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione 8,62·10 -1 M dellacido forte HClO 4. HClO 4 + H 2 O H 3 O + + ClO 4 – 8,62·10 -1 mol HClO 4 = mol H 3 O + = mol ClO 4 – [H 3 O + ] = [ClO 4 – ] = 8,62·10 -1 M pH = –log [H 3 O + ]= –log (8,62·10 -1 M) = 0,0645

11 forza acida di un qualsiasi acido HA è data dal valore numerico più o meno elevato della costante di equilibrio della reazione: HA + H 2 O = H 3 O + + A – [H 3 O + ][A – ] K = [HA][H 2 O] K a costante di dissociazione, o costante di ionizzazione, dell'acido La forza degli acidi e delle basi

12 più elevato è il valore di K a, più l'acido è forte, più tende a dissociarsi AcidoKaKa pK a Acido solforoso H 2 SO 3 1,5 x ,81 Acido nitroso HNO 2 4,3 x ,37 Acido acetico CH 3 COOH 1,8 x ,75 Acido carbonico H 2 CO 3 4,3 x ,37 Tanto più elevato è il pKa tanto più debole è lacido

13 B + H 2 O = HB + + OH – [HB + ][OH – ] K b = [B] La costante di equilibrio K b viene definita costante didissociazione, o costante di ionizzazione, della base Più elevato è il valore di K b, più la base è forte Analogamente, per una base debole B vale:

14 Coppie coniugate acido-base Più lacido è forte più la sua base coniugata è debole; piu la base è forte più il suo acido coniugato è debole. NH 3 + H 2 ONH OH - K b = [OH - ][NH 4 + ] [NH 3 ] NH H 2 ONH 3 + H 3 O + K a = [NH 3 ][H 3 O + ] [NH 4 + ] K a x K b = K w pK a + pK b = 14

15 Il pH di soluzioni di acidi deboli o di basi deboli pH, di una soluzione di HA, acido debole HA + H 2 O H 3 O + + A – [A – ][H 3 O + ] K a = [HA] C o = concentrazione molare iniziale A equilibrio raggiunto, quali sono le concentrazioni, delle specie H 3 O +, A –, HA ? le possibili fonti di ioni H 3 O + sono due: la dissociazione dell'acido l'autoionizzazione dell'acqua

16 lautoionizzazione dellacqua trascurabile, quindi tutti gli ioni H 3 O + presenti in soluzione provengono dalla dissociazione dell'acido [H 3 O + ] = [A – ] [H 3 O + ] 2 [HA] [A – ][H 3 O + ] K a = [HA] 1.Considerazione. K a è piccola = la reazione di dissociazione dell'acido decorre in misura esigua [H 3 O + ] 2 K a [HA] [H 3 O + ] 2 C 0 2. Approssimazione. delle moli iniziali solo una piccola parte subisce ionizzazione, quindi si può approssimare: [HA] C o Incognita

17 il pH di soluzioni di acidi deboli [H 3 O + ] K a ·C o Purchè: K a sia piccola (acido piuttosto debole) e C o grande (soluzione sufficientemente concentrata), tale che Ka << C o [BH + ][OH – ] K b = [B] trascurando gli ioni OH – provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua, [BH + ] = [OH – ] pH = 1/2 pKa - 1/2 logC 0 pOH, di una soluzione di B: B + H 2 O OH - + BH +

18 dato l'esiguo valore di K b, si può approssimare che: [B] equilibrio = C o – [B] dissociata = C o – [BH + ] formatosi = C o – [OH – ] C o [BH + ][OH – ] K b = [B] [OH – ] 2 [B] [OH – ] 2 C o pOH, e quindi pH (pH = 14 - pOH), di soluzioni di basi deboli [OH – ] K b ·C o

19 CH 3 COOH + H 2 O = CH 3 COO – + H 3 O + [CH 3 COO – ][H 3 O + ] K a = = 1,85·10 –5 [CH 3 COOH] Esempio. Calcolare il pH in una soluzione 1,00 M di acido acetico sapendo che la sua costante di dissociazione è K a = 1,85·10 –5. [H 3 O + ] 2 K a [CH 3 COOH] [H 3 O + ] 2 C 0 [H 3 O + ] = [CH 3 COO – ] [CH 3 COOH] C o [H 3 O + ] K a ·C o [H 3 O + ] 1,85·10 –5 ·1,00 = 0,00430 M pH = –log [H 3 O + ]= –log (4,30·10 -3 M) = 2,366

20 NH 3 + H 2 O = NH OH - [NH 4 + ][OH - ] K b = = 1,79·10 –5 [NH 3 ] Lammoniaca è una base debole con K b = 1,79·10 –5. Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia 11,040. (1,10·10 -3 M) 2 C 0 = 6,76 ·10 -2 M 1,79·10 –5 [H 3 O + ] = 10 –11,040 = 9,12·10 –12 M [OH – ] K b ·C o [OH – ] = K w / [H 3 O + ] = 1,00 10 –14 / 9,12· = 1,10·10 -3 M [OH – ] 2 C 0 K b

21 OSSIDI ACIDI, BASICI E ANFOTERI Un ossido acido è: un ossido che reagisce con acqua dando un acido di Brønsted; un ossido che reagisce con le basi per dare acqua e sale; un composto molecolare; è formato da un non-metallo. Un ossido basico è: un ossido che reagisce con acqua dando una base di Brønsted; un ossido che reagisce con gli acidi per dare acqua e sale; un composto ionico; è formato da un metallo.


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