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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.

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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 (dall’arabo al kali = la cenere delle piante) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi.

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

3 Definizione di Arrhenius (1887)
Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Premio Nobel per la Chimica 1903 Definizione di Arrhenius (1887) 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)  H2O(l)

4 Un acido ed una base si dicono forti quando sono completamente dissociati .
Le reazioni di neutralizzazione sono reazioni tra acidi e basi: HCl + KOH KCl + H2O che in forma ionica si può esprimere: H+(aq) + Cl-(aq) + K+(aq) + OH-(aq) K+(aq) + Cl-(aq) + H2O che semplificata equivale a H+(aq) + OH-(aq) H2O (equazione ionica netta) Il concetto di Arrhenius non si può applicare in solventi diversi dall’acqua.

5 Insufficienza della definizione di Arrhenius:
Molte basi, come per esempio l’ammoniaca, NH3, non possono formare OH-(aq) per dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere quindi di tipo diverso.

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

7 “coppie acido-base coniugati”
acido nitrico ione nitrito ione idronio HNO3(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq) acido 1 base 1 acido 2 base 2

8 NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
ammoniaca ione ammonio ione ossidrile NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) base 1 acido 1 base 2 acido 2

9 acido e base coniugata NH4+ + H2O H3O+ + NH3 NH3 + H2O OH- + NH4+
Ka = [ H3O+ ] [NH3] [NH4+ ] Kb = [ OH- ] [NH4+] [NH3] Ka Kb = [ H3O+ ] [NH3] [ OH- ] [NH4+] [NH4+] [NH3] =Kw= [ H3O+ ] [ OH- ]

10 HCl(aq) + H2O(l) ⇄ Cl-(aq) + H3O+(aq)
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) + H2O(l) ⇄ Cl-(aq) + H3O+(aq) NaOH(aq) + H2O(l) ⇄ Na+(aq) + OH-(aq) In entrambi gli esempi l’equilibrio 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 H2S(aq) + H2O(l) ⇄ HS-(aq) + H3O+(aq)
Sono considerati deboli gli acidi e le basi che in acqua sono parzialmente dissociati, ovvero con equilibrio spostato verso sinistra. Ad esempio: H2S(aq) + H2O(l) ⇄ HS-(aq) + H3O+(aq) NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) In entrambi gli esempi l’equilibrio è spostato verso sinistra: solo una parte delle molecole di acido solfidrico e ammoniaca risultano dissociate. Di conseguenza, una mole di H2S NON forma 1 mole di H+ e 1 mole di NH4 NON forma una mole di OH-.

12 La forza di acidi e basi HNO3(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq)
Quanto più forte è l’acido o la base, e quindi l’equilibrio è spostato a destra, tanto più saranno deboli la base coniugata e l’acido coniugato corrispondente. Viceversa, quanto più debole è l’acido o la base, e quindi l’equilibrio è spostato a sinistra, tanto più saranno forti la base coniugata e l’acido coniugato corrispondente. HNO3(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq) acido forte base coniugata debole HCN(aq) + H2O(l) ⇄ CN-(aq) + H3O+(aq) acido debole base coniugata forte

13 HClO3(aq) + H2O(l) ⇄ ClO3-(aq) + H3O+(aq)
Costanti di ionizzazione acida e basica HClO3(aq) + H2O(l) ⇄ ClO3-(aq) + H3O+(aq) NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)

14 La forza di un acido La forza di un acido è determinata dalla costante di dissociazione acida Ka = [H3O+]x [A-] [HA] Tanto maggiore sarà il valore della costante e tanto piu’ l’acido sarà propenso a dissociarsi in soluzione, liberando ioni H+ HA + H2O H3O+ + A-

15 Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata HCl Cl- CH3COOH CH3COO- H2CO3 HCO3- HCN CN- NH3 NH4+ OH- = idrossidi ionici, es: NaOH, Ca(OH)2, KOH OH- H2O

16 Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

17 Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Kw = [H3O+] [OH-] A 25°C si ha Kw = 10-14 Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-] Soluzione acida: [H3O+] > [OH-] Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]

18 Kw = [H3O+] [OH-] Soluzione neutra: Soluzione acida: Soluzione basica:

19 a 25°C soluzione basica soluzione acida [H3O+] > [OH-]
100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13 [H3O+] soluzione neutra [H3O+] = [OH-] = 10-7 soluzione acida [H3O+] > 10-7 [OH-] < 10-7 soluzione basica [H3O+] < 10-7 [OH-] > 10-7

20 I logaritmi, questi sconosciuti
log A= B 10B= A log 107= 7 log 10-3= -3 log 1= 0 1= 100 log AxB= logA + logB log 3,2x10-3= log 3,2 - 3 log 1/10-7 =-(log 10-7)= -(-7)=7 log 1/A= - logA

21 Il pH e la sua scala

22 pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-]
a 25°C pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-] 100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13 [H3O+] soluzione neutra pH = pOH = 7 soluzione acida pH < 7 pOH > 7 soluzione basica pH > 7 pOH < 7

23 H3O+(aq) + OH-(aq) ⇄ 2 H2O(l) 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

24 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
T > 25°C T < 25°C lnKw 1/T 1/T 10-14 10-13 10-15 10-16 H ° > 0 25°C Soluzione neutra: A 25°C: pH = 7; a T < 25°C: pH > 7; a T > 25°C: pH < 7

25 Il pH Kw = [H3O+][OH-] = 10-7·10-7 = 1 x 10-14
ACQUA PURA, T=25 °C [H3O+] = 1 x 10-7 pH = 7 [H3O+] pH = - Log [H3O+] ACQUA PURA, T=25 °C [OH-] = 1 x 10-7 pOH = 7 [OH-] pOH = - Log [OH-] pKw = - Log (Kw) Kw = [H3O+][OH-] = 10-7·10-7 = 1 x 10-14 -Log (Kw) = -Log {[H3O+][OH-]} = -Log [H3O+] - Log [OH-] pKw = pH + pOH = 14

26 HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq)
Acido debole (Ka < 1) in concentrazione ca HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) (ca – x) x x Se l’acido è così debole che x << ca, allora:

27 B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq)
Base debole (Kb < 1) in concentrazione cb B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq) (cb – x) x x Se la base è così debole che x << cb, allora:

28 L’Altalena Coniugata HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq)
A-(aq) + H2O(l) ⇄ HA(aq) + OH-(aq)

29 L’Altalena Coniugata BOH(aq) ⇄ B+(aq) + OH-(aq)
B+(aq) + H2O(l) ⇄ BOH(aq) + H+(aq)

30 L’Altalena 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. H2CO3(aq) + H2O(l) ⇄ HCO3-(aq) + H3O+(aq) HCO3-(aq) + H2O(l) ⇄ CO32-(aq) + H3O+(aq) H2CO3(aq) + 2H2O(l) ⇄ CO32-(aq) + 2H3O+(aq)

32 Si calcolino il pH ed il pOH di una soluzione acquosa 1
Si calcolino il pH ed il pOH di una soluzione acquosa x 10-4 M di HClO4 HClO4 è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia completamente: [H3O+] derivante dall’acido = CHClO4= 1.00 x 10-4 M pH = -log 1.00 x 10-4 = 4 poiché [H3O+] [OH-] = 1.0 x M risulta che: [OH-] = 1.0 x 10-14/1.0 x 10-4 = 1.0 x M pOH = 10.0 Si noti che pH + pOH = pKw= 14

33 Si verifica a posteriori che l’approssimazione fatta sia lecita:
Nel problema non si è tenuto conto del contributo degli ioni H3O+ derivanti dalla dissociazione dell’H2O Si verifica a posteriori che l’approssimazione fatta sia lecita: dato che la [OH-] = M deriva dalla dissociazione delle molecole di H2O, la [H3O+] derivante dalla medesima dissociazione sarà uguale, cioè pari a M Questa concentrazione è trascurabile rispetto alla concentrazione di [H3O+] derivante dall’acido (10-4 M)

34 Si calcoli il pH di una soluzione 1.00 x 10-7 M di HClO4
HClO4 è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia completamente: CH3O+ derivante dall’acido = CHClO4= 1.00 x 10-7 M tale concentrazione è paragonabile alla dissociazione delle molecole di H2O che quindi contribuirà al pH della soluzione: [H3O+] = 1.00 x x dove x è la concentrazione di H3O+ , e quindi anche di OH-, derivante dalla dissociazione del solvente

35 la concentrazione totale di [H3O+] = 1.62 x 10-7 M
quindi: Kw = (1.00 x x) x = 1.0 x 10-14 x = 0.62 x 10-7 M la concentrazione totale di [H3O+] = 1.62 x 10-7 M pH = 6.79 Si noti che il pH è acido come atteso Solo quando gli ioni H3O+ derivanti da un acido sono in concentrazione < 10-6 M occorre tenere conto del contributo della dissociazione dell’acqua al pH

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

37 Ka X Kb = Kw Per una coppia acido-base coniugati si ha:
Per esempio, per la coppia NH4+/NH3:

38 NaNO2(s)  Na+(aq) + NO2-(aq)
NO2- è la base coniugata di HNO2, e quest’ultimo è un acido debole quindi… NO2-(aq) + H2O(l) ⇄ HNO2(aq) + OH-(aq) IDROLISI BASICA

39 NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq)
NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è una base debole quindi… NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq) IDROLISI ACIDA

40 HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq)
Quando in una soluzione sono presenti sia un acido debole che la sua base coniugata… Ad esempio, una soluzione di acido Ipocloroso (HClO, concentrazione ca) e Ipoclorito di sodio (NaClO, concentrazione cb), formerà il seguente equilibrio: HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq) ca cb x +x -x con ca e cb in quantità paragonabili se x << ca e x << cb

41 NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con ca e cb in quantità paragonabili, è un tampone. NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) Per esempio: ca cb L’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destra L’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistra Il pH non cambia molto in ambedue i casi

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 HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq)
INDICATORI DI pH HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) giallo rosso

45 giallo rosso Quando [H3O+] >> Ka la soluzione appare gialla
Quando [H3O+] << Ka la soluzione appare rossa Quando [H3O+]  Ka la soluzione appare arancione pKa = - log10 Ka 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH

46 alcuni indicatori: fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio
2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH fenolftaleina blu di bromotimolo metil arancio rosso fenolo alcuni indicatori:


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