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Acidi e Basi Acido è una parola che deriva dal latino acetum (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo sapore acidulo.

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Presentazione sul tema: "Acidi e Basi Acido è una parola che deriva dal latino acetum (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo sapore acidulo."— Transcript della presentazione:

1 Acidi e Basi Acido è una parola che deriva dal latino acetum (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo sapore acidulo. Basi o alcali (dallarabo al kali = la cenere delle piante) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi.

2 Nel 1810 Humphry Davy dimostrò che lacido cloridrico (detto allora muriatico) era formato solo da cloro e idrogeno. Da allora fu accettata lidea che gli acidi fossero caratterizzati dalla presenza didrogeno nella molecola. Humpry Davy Lavoisier pensava che un acido fosse caratterizzato da molecole contenenti ossigeno (oxys genes = generatore dacido). Antoine Lavoisier

3 acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica liberando rispettivamente ioni H + e OH - : Acido H + (aq) +... Base OH - (aq) +... Neutralizzazione acido-base: H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l) Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Premio Nobel per la Chimica 1903 Definizione di Arrhenius (1887)

4 Un acido ed una base si dicono forti quando sono completamente dissociati. che in forma ionica si può esprimere: H+(aq) + Cl-(aq) + K+(aq) + OH-(aq) K+(aq) + Cl-(aq) + H 2 O Le reazioni di neutralizzazione sono reazioni tra acidi e basi: HCl + KOH KCl + H 2 O che semplificata equivale a H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (equazione ionica netta) Il concetto di Arrhenius non si può applicare in solventi diversi dallacqua.

5 Insufficienza della definizione di Arrhenius: Molte basi, come per esempio lammoniaca, NH 3, non possono formare OH - (aq) per dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere quindi di tipo diverso.

6 Acido = donatore di protoni, H + Base = accettore di protoni,H + Base = accettore di protoni, H + Definizione di Brønsted e Lowry (1923) (per acidi e basi in soluzione acquosa) Johannes Nicolaus Brønsted Thomas Martin Lowry

7 HNO 3 (aq) + H 2 O(l) NO 2 - (aq) + H 3 O + (aq) acido 1 base 1 acido 2 base 2 acido nitrico ione nitrito ione idronio coppie acido-base coniugati

8 NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) base 1 acido 1 base 2 acido 2 ammoniaca ione ammonio ione ossidrile

9 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 - ]

10 La forza di acidi e basi Sono considerati forti gli acidi e le basi che in acqua sono completamente dissociati, ovvero con equilibrio fortemente spostato verso destra. Ad esempio: HCl(aq) + H 2 O(l) Cl - (aq) + H 3 O + (aq) NaOH(aq) + H 2 O(l) Na + (aq) + OH - (aq) In entrambi gli esempi lequilibrio è fortemente spostato verso destra: tutte le molecole di acido cloridrico e idrossido di sodio risultano in pratica dissociate. Di conseguenza, una mole di HCl forma 1 mole di H + e 1 mole di NaOH forma una mole di OH -.

11 La forza di acidi e basi Sono considerati deboli gli acidi e le basi che in acqua sono parzialmente dissociati, ovvero con equilibrio spostato verso sinistra. Ad esempio: H 2 S(aq) + H 2 O(l) HS - (aq) + H 3 O + (aq) NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) In entrambi gli esempi lequilibrio è spostato verso sinistra: solo una parte delle molecole di acido solfidrico e ammoniaca risultano dissociate. Di conseguenza, una mole di H 2 S NON forma 1 mole di H + e 1 mole di NH 4 NON forma una mole di OH -.

12 Quanto più forte è lacido o la base, e quindi lequilibrio è spostato a destra, tanto più saranno deboli la base coniugata e lacido coniugato corrispondente. Viceversa, quanto più debole è lacido o la base, e quindi lequilibrio è spostato a sinistra, tanto più saranno forti la base coniugata e lacido coniugato corrispondente. La forza di acidi e basi HNO 3 (aq) + H 2 O(l) NO 2 - (aq) + H 3 O + (aq) acido forte base coniugata debole HCN(aq) + H 2 O(l) CN - (aq) + H 3 O + (aq) acido debole base coniugata forte

13 HClO 3 (aq) + H 2 O(l) ClO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Costanti di ionizzazione acida e basica

14 La forza di un acido La forza di un acido è determinata dalla costante di dissociazione acida K a = [H 3 O + ]x [A - ] [HA] Tanto maggiore sarà il valore della costante e tanto piu lacido sarà propenso a dissociarsi in soluzione, liberando ioni H + HA + H 2 O H 3 O + + A -

15 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

16 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dellacqua +-

17 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) A 25°C si ha K w = Soluzione neutra: [H 3 O + ] = [OH - ] Soluzione acida: [H 3 O + ] > [OH - ] Soluzione basica: [H 3 O + ] < [OH - ] K w = [H 3 O + ] [OH - ] Autoprotonazione dellacqua

18 Soluzione neutra: Soluzione acida: Soluzione basica: K w = [H 3 O + ] [OH - ]

19 a 25°C [H 3 O + ] > [OH - ] [H 3 O + ] < [OH - ] [H 3 O + ] soluzione acida [H 3 O + ] > [OH - ] < soluzione basica [H 3 O + ] < [OH - ] > soluzioneneutra [H 3 O + ] = [OH - ] = 10 -7

20 I logaritmi, questi sconosciuti log A= B 10 B = A log 10 7 = 7 log 1= 0 log = -3 1= 10 0 log AxB= logA + logB log 3,2x10 -3 = log 3,2 - 3 log 1/A= - logA log 1/10 -7 =-(log )= -(-7)=7

21 Il pH e la sua scala

22 a 25°C [H 3 O + ] soluzione acida pH < 7 pOH > 7 soluzione basica pH > 7 pOH < 7 soluzioneneutra pH = pOH = 7 pH = -log 10 [H 3 O + ]pOH = -log 10 [OH - ]

23 H 3 O + (aq) + OH - (aq) 2 H 2 O(l) 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) H ° < 0 H ° < 0 H ° > 0 H ° > 0

24 lnK w 1/T H ° > 0 H ° > 0 1/T °C Soluzione neutra: A 25°C: pH = 7; a T 7; a T > 25°C: pH 7; a T > 25°C: pH < 7 T > 25°C T < 25°C 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq)

25 Il pH [H 3 O + ] pH = - Log [H 3 O + ] ACQUA PURA, T=25 °C [H 3 O + ] = 1 x pH = 7 [OH - ] pOH = - Log [OH - ] pKw = - Log (Kw) ACQUA PURA, T=25 °C [OH - ] = 1 x pOH = 7 Kw = [H 3 O + ][OH - ] = ·10 -7 = 1 x Log (Kw) = -Log {[H 3 O + ][OH - ]} = -Log [H 3 O+] - Log [OH - ] pKw = pH + pOH = 14

26 Acido debole (K a < 1) in concentrazione c a HA(aq) + H 2 O(l) A - (aq) + H 3 O + (aq) (c a – x) x x (c a – x) x x Se lacido è così debole che x << c a, allora:

27 Base debole (K b < 1) in concentrazione c b B(aq) + H 2 O(l) BH + (aq) + OH - (aq) (c b – x) x x (c b – x) x x Se la base è così debole che x << c b, allora:

28 LAltalena Coniugata HA(aq) + H 2 O(l) A - (aq) + H 3 O + (aq) A - (aq) + H 2 O(l) HA(aq) + OH - (aq)

29 LAltalena Coniugata BOH(aq) B + (aq) + OH - (aq) B + (aq) + H 2 O(l) BOH(aq) + H + (aq)

30 LAltalena Coniugata

31 Gli Acidi e le Basi Poliprotiche Definiamo ACIDO POLIPROTICO, secondo Brønsted. Lowry, un acido in grado di cedere più di un protone, H +. Definiamo BASE POLIPROTICA, secondo Brønsted. Lowry, una base in grado di accettare più di un protone. H 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l) HCO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) HCO 3 - (aq) + H 2 O(l) CO 3 2- (aq) + H 3 O + (aq) H 2 CO 3 (aq) + 2H 2 O(l) CO 3 2- (aq) + 2H 3 O + (aq)

32 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 dallacido = 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

33 Nel problema non si è tenuto conto del contributo degli ioni H 3 O + derivanti dalla dissociazione dellH 2 O Si verifica a posteriori che lapprossimazione 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 dallacido (10 -4 M)

34 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 dallacido = 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

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

36 NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) Cl - è la base coniugata di HCl, ma questultimo è un acido così forte che Cl - è una base con forza praticamente nulla IDROLISI DEI SALI (reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica) in acqua non dà reazioni acido-base

37 Per una coppia acido-base coniugati si ha: K a X K b = K w Per esempio, per la coppia NH 4 + /NH 3 :

38 NaNO 2 (s) Na + (aq) + NO 2 - (aq) NO 2 - è la base coniugata di HNO 2, e questultimo è un acido debole quindi… NO 2 - (aq) + H 2 O(l) HNO 2 (aq) + OH - (aq) IDROLISI BASICA

39 NH 4 Cl(s) NH 4 + (aq) + Cl - (aq) NH 4 + è lacido coniugato di NH 3, e questultimo è una base debole quindi… NH 4 + (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) IDROLISI ACIDA

40 Quando in una soluzione sono presenti sia un acido debole che la sua base coniugata… se x << c a e x << c b Ad esempio, una soluzione di acido Ipocloroso (HClO, concentrazione c a ) e Ipoclorito di sodio (NaClO, concentrazione c b ), formerà il seguente equilibrio: HClO(aq) + H 2 O(l) ClO - (aq) + H 3 O + (aq) cacacaca cbcbcbcb con c a e c b in quantità paragonabili x+x-x

41 Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con c a e c b in quantità paragonabili, è un tampone. cacacaca cbcbcbcb Laggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destra Laggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistra Il pH non cambia molto in ambedue i casi NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Per esempio:

42 Riepilogo: Acido debole: Base debole: Idrolisi acida: Idrolisi basica:

43 Riepilogo: Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata: Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:

44 INDICATORI DI pH HA(aq) + H 2 O(l) A - (aq) + H 3 O + (aq) giallo rosso

45 Quando [H 3 O + ] >> K a la soluzione appare gialla Quando [H 3 O + ] << K a la soluzione appare rossa Quando [H 3 O + ] K a la soluzione appare arancione pH pK a = - log 10 K a giallo rosso

46 pH fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio rosso fenolo alcuni indicatori:


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