CAPITOLO 17 Copyright © 2008 Zanichelli editore

Presentazione sul tema: "CAPITOLO 17 Copyright © 2008 Zanichelli editore"— Transcript della presentazione:

1 CAPITOLO 17 Copyright © 2008 Zanichelli editore 17.1 Gli acidi e le basi di Brønsted-Lowry si scambiano protoni 17.2 Forze relative di acidi e basi coniugati 17.3 Andamenti periodici nella forza degli acidi 17.4 Gli acidi e le basi di Lewis implicano la formazione di legami covalenti di coordinazione 17.5 Il pH è una misura dell'acidità di una soluzione

2 17.1 Gli acidi e le basi di Brønsted-Lowry si scambiano protoni
17 • ACIDI, BASI E pH 17.1 Gli acidi e le basi di Brønsted-Lowry si scambiano protoni Le reazioni acido-base comportano il trasferimento di un protone (ione idrogeno, H+) da una specie all’altra. Definizione di acido e base secondo Brønsted-Lowry: un acido è un donatore di protoni una base è un accettore di protoni

3 17 • GLI ACIDI E LE BASI DI BRØNSTED-LOWRY SI SCAMBIANO PROTONI
La reazione fra HCl e H2O è una reazione acido-base di Brønsted-Lowry. Le molecole HCl si comportano da acido e quelle H2O da base e, in seguito al loro urto, si ha un trasferimento di protoni.

4 17 • GLI ACIDI E LE BASI DI BRØNSTED-LOWRY SI SCAMBIANO PROTONI
A) L'acido formico trasferisce un protone a una molecola d'acqua. HCHO2 è l'acido e H2O è la base. B) Quando lo ione idronio trasferisce un protone allo ione formiato, H3O+ è l'acido e CHO2- è la base.

5 H3O+ è l’acido coniugato di H2O mentre H2O è la base coniugata di H3O+
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI BRØNSTED-LOWRY SI SCAMBIANO PROTONI Due sostanze, come H3O+ e H2O, che differiscono fra loro per un solo protone, costituiscono una coppia acido-base coniugata. Il membro della coppia che dona il protone è chiamato acido coniugato; l’altro, che acquista il protone, è invece chiamato base coniugata. H3O+ è l’acido coniugato di H2O mentre H2O è la base coniugata di H3O+ In una coppia coniugata, l’acido ha sempre un H+ in più rispetto alla base. coppia coniugata HCHO2 + H2O ⇌ H3O+ + CHO2- acido base acido base

6 Le sostanze anfotere o anfiprotiche possono essere molecole o ioni.
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI BRØNSTED-LOWRY SI SCAMBIANO PROTONI Una sostanza che si può comportare da acido o da base viene detta anfotera (o anfiprotica). Le sostanze anfotere o anfiprotiche possono essere molecole o ioni. Esempio: in presenza di ione ossidrile, il bicarbonato si comporta come acido e dona un protone a OH-: HCO3-(aq) + OH-(aq) → CO32-(aq) + H2O In presenza di ione idronio, invece, HCO3- è una base e acquista un protone da H3O+: HCO3-(aq) + H3O+(aq) → H2CO3(aq) + H2O

7 17.2 Forze relative di acidi e basi coniugati
17 • ACIDI, BASI E pH 17.2 Forze relative di acidi e basi coniugati Quando si parla di forza degli acidi o delle basi ci riferiamo alla facilità con cui queste sostanze donano o acquistano protoni. Gli acidi che reagiscono completamente con l’acqua (come HCl e HNO3) sono classificati come forti. Gli acidi che sono solo parzialmente ionizzati sono chiamati acidi deboli. Le basi vengono classificate in modo simile: basi forti, come lo ione ossido, reagiscono completamente con l’acqua basi deboli, come NH3, vanno incontro a ionizzazione parziale

8 HC2H3O2(aq) + H2O ⇌ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)
17 • FORZE RELATIVE DI ACIDI E BASI CONIUGATI L’acido acetico (HC2H3O2) è un acido debole il cui equilibrio di dissociazione è nettamente spostato verso sinistra: HC2H3O2(aq) + H2O ⇌ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq) acido base acido base Lo ione idronio è un miglior donatore di protoni rispetto alla molecola di acido acetico (è un acido più forte dell’acido acetico). Gli ioni acetato acquistano protoni dai donatori con maggior efficacia rispetto alle molecole d’acqua (è una base più forte della molecola d’acqua).

9 17 • FORZE RELATIVE DI ACIDI E BASI CONIUGATI
La posizione di un equilibrio acido-base favorisce l’acido e la base più deboli. Gli acidi e le basi più forti tendono a reagire fra loro per produrre le rispettive specie coniugate più deboli. Tanto più forte è un acido di Brønsted quanto più debole è la sua base coniugata. Tanto più debole è un acido di Brønsted quanto più forte è la sua base coniugata.

10 17.3 Andamenti periodici nella forza degli acidi
17 • ACIDI, BASI E pH 17.3 Andamenti periodici nella forza degli acidi Molti composti binari fra l’idrogeno e i non-metalli, che possiamo rappresentare con HX, H2X, H3X ecc., sono acidi e vengono chiamati acidi binari. La forza degli acidi binari aumenta da sinistra a destra all’interno dello stesso periodo e dall’alto verso il basso nello stesso gruppo.

11 17 • ANDAMENTI PERIODICI NELLA FORZA DEGLI ACIDI
Gli acidi formati da idrogeno, ossigeno e un altro elemento sono chiamati ossiacidi. A parità di numero di atomi di ossigeno legati all’atomo centrale, la forza dell’acido aumenta procedendo dal basso verso l’alto in un gruppo e da sinistra a destra in un periodo. Per un dato atomo centrale, la forza di un ossiacido aumenta con il numero degli atomi di ossigeno solitari legati all’atomo centrale.

12 17 • ACIDI, BASI E pH 17.4 Gli acidi e le basi di Lewis implicano la formazione di legami covalenti di coordinazione Acidi e basi di Lewis sono definiti come segue: un acido è una specie ionica o molecolare che può accettare una coppia di elettroni per formare un legame covalente di coordinazione; una base è una specie ionica o molecolare che può donare una coppia di elettroni per formare un legame covalente di coordinazione. La neutralizzazione è la formazione di un legame covalente di coordinazione fra il donatore (base) e l'accettore (acido).

13 La molecola di ammoniaca si comporta quindi come base di Lewis.
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI COVALENTI DI COORDINAZIONE La molecola di ammoniaca si comporta quindi come base di Lewis. L'atomo di boro di BF3 possiede solo sei elettroni nel livello di valenza e, avendo bisogno di altri due elettroni per raggiungere l'ottetto, accetta una coppia di elettroni dalla molecola di ammoniaca. BF3 si comporta pertanto come acido di Lewis.

14 CO2(g) + OH-(aq) → HCO3-(aq)
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI COVALENTI DI COORDINAZIONE Il diossido di carbonio, (un acido di Lewis) reagisce con lo ione idrossido in soluzione per formare lo ione bicarbonato. CO2(g) + OH-(aq) → HCO3-(aq) Gli elettroni nel nuovo legame covalente di coordinazione vengono dall’ossigeno.

15 17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI COVALENTI DI COORDINAZIONE
Acidi di Lewis Molecole o ioni che hanno il livello di valenza incompleto (es. BF3, H+). Molecole o ioni che hanno il livello di valenza completo ma che presentano legami multipli che, spostandosi, creano spazio per altri elettroni (es. CO2). Molecole o ioni che hanno un atomo centrale in grado di accogliere elettroni aggiuntivi (in genere, atomi di elementi appartenenti al terzo periodo e periodi successivi; es. SO2). Basi di Lewis Molecole o ioni che hanno coppie di elettroni non condivise e il livello di valenza completo (es. O2-, NH3).

16 17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI COVALENTI DI COORDINAZIONE
La teoria di Lewis comprende anche gli acidi e le basi di Brønsted come casi particolari. Per esempio la reazione fra ione idronio e ammoniaca riscritta nel seguente modo: H2O-H+ + NH3 → H2O + H+-NH3 Figura nel Brady originale pagina 754 traduzione della etichetta: “Durante la collisione, un protone si trasferisce da una base di Lewis (l’acqua) ad un’altra base di Lewis (l’ammoniaca) Durante la collisione, un protone si trasferisce da una base di Lewis (l’acqua) ad un’altra base di Lewis (l’ammoniaca).

17 Questi ioni si comportano come accettori di elettroni per fo
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI COVALENTI DI COORDINAZIONE Gli ioni di molti metalli di transizione e di post-transizione si comportano come acidi di Lewis. Questi ioni si comportano come accettori di elettroni per fo rmare legami covalenti di coordinazione e nelle reazioni acido-base di Lewis si legano covalentemente ad altri atomi. Lo ione rame(II) ne è un tipico esempio: Cu H2O → Cu(H2O)42+ Lo ione Cu2+ accetta coppie elettroniche dalle molecole d'acqua: Cu2+ è un acido di Lewis mentre ciascuna molecola d'acqua è una base di Lewis.

18 Una base di Lewis che si lega allo ione metallico è detta ligando.
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI COVALENTI DI COORDINAZIONE Una base di Lewis che si lega allo ione metallico è detta ligando. L'atomo del ligando che fornisce la coppia di elettroni è chiamato atomo donatore mentre lo ione metallico è l'accettore. Il risultato di questa combinazione è uno ione complesso, o più semplicemente un complesso. I composti che contengono ioni complessi sono chiamati anche composti di coordinazione e il complesso stesso viene spesso indicato col termine complesso di coordinazione.

19 Kw = [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]
17 • ACIDI, BASI E pH 17.5 Il pH è una misura dell'acidità di una soluzione L’equilibrio di autoionizzazione dell'acqua è rappresentato dalla seguente equazione: H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH- L'equazione che definisce il prodotto ionico dell'acqua, rappresentato dal simbolo Kw è: Kw = [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]

20 In una qualsiasi soluzione acquosa:
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE A 25oC [H+] = [OH-] = 1,0  10-7 mol l-1 quindi: Kw = 1,0  (a 25 °C) In una qualsiasi soluzione acquosa: il prodotto di [H+] e [OH-] è sempre uguale a Kw, nonostante le due concentrazioni possano non essere uguali fra loro; sono sempre presenti entrambi gli ioni H3O+ e OH-, indipendentemente dalla presenza di altri soluti.

21 Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-] Soluzione acida: [H3O+] > [OH-]
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-] Soluzione acida: [H3O+] > [OH-] Soluzione basica: [H3O+] < [OH-] Per rendere più facile il confronto fra i piccoli valori di [H+], si adopera il pH della soluzione: pH = -log [H+] o [H+] = 10-pH In termini di pH: Soluzione acida: pH < 7,00 Soluzione neutra: pH = 7,00 Soluzione basica: pH > 7,00

22 Analogamente, possiamo definire il pKw:
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE Per esprimere piccole concentrazioni di ione ossidrile, possiamo definire il pOH di una soluzione: pOH = -log [OH-] Analogamente, possiamo definire il pKw: pKw = -log Kw = -log 1,0  = 14 e ricavare un’utile relazione fra pH e pOH: pH + pOH = pKw = 14,00 Nell'acqua pura e in qualsiasi soluzione neutra: [H+] = [OH-] = 1,0  10-7 M

23 I valori di pH di alcune sostanze di uso comune nella scala del pH.
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE I valori di pH di alcune sostanze di uso comune nella scala del pH. Il pH di una soluzione neutra a 25 °C è 7,00 In una soluzione acida, [H+] è maggiore di M e il pH è quindi minore di 7,00. Il valore del pH di una soluzione diminuisce all'aumentare dell'acidità della soluzione. In una soluzione basica, [H+] è minore di M e il pH è quindi maggiore di 7,00. Il valore del pH di una soluzione aumenta al diminuire dell'acidità della soluzione.

24 17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE
Il pH di una soluzione può essere misurato con un pH-metro o con un indicatore acido-base. Un indicatore acido-base è una sostanza la cui colorazione in soluzione acquosa dipende dal grado di acidità della soluzione.

25 [H+] [OH-] = Kw pH + pOH = pKw = 14,00
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE Il pH di una soluzione di un acido forte può essere calcolato adoperando le seguenti relazioni: pH = -log [H+] [H+] = 10-pH [H+] [OH-] = Kw pH + pOH = pKw = 14,00 Gli acidi e le basi forti possono infatti essere considerati dissociati al 100 % in soluzione acquosa. Un acido monoprotico forte libera una mole di H+ per mole di acido presente in soluzione. Una base forte libera una mole di OH- per mole di base presente in soluzione. Per le basi come Ba(OH)2 dobbiamo tenere presente che ciascuna mole della base rilascia due moli di OH-.