DIDATTICA DELLA CHIMICA GENERALE Barbara Milani tel Ricevimento: venerdì dalle alle oppure previo appuntamento Materiale: fotocopie del docente Chimica Inorganica Atkins Zanichelli Chimica principi e reazioni Masterton Piccin Chimica Whitten Piccin Chimica J.E. Brady, F. SeneseZanichelli Chimica concetti e modelli G. Valitutti et al. Zanichelli Esame finale: un unico esame Didattica della Chimica e Sicurezza in Laboratorio; Prova scritta e una prova orale. Moodle: troverete 4 file che si chiamano: Esper_n_docente: procedura dell’esperienze parte sperimentale; Esper_n_studente: procedura dell’esperienze parte sperimentale; Teoria_ChimicaGenerale e Teoria_chimicagenerale2: riguardano la parte teorica.

STRUTTURA DEL CORSO Lezioni TeoricheEsperienze in Laboratorio Lun. 2/3 e 16/3. Mart. 3/3 Lun. 9/3 FOTOCOPIA DEL CERTIFICATO DEL CORSO SULLA SICUREZZA

OBBIETTIVI DEL CORSO Richiami sui concetti base che riguardano gli acidi e le basi, le proprietà delle loro soluzioni, il pH, le soluzioni tampone; Conoscere le caratteristiche degli acidi di Brønsted; Acquisire la capacità di collegare i fenomeni macroscopici con i fenomeni microscopici che li originano: il cosiddetto ragionamento molecolare. Due esperimenti tipo: 1. Titolazioni Acido/Base 2. Estrazione Acido/Base: proprietà degli indicatori

GLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L’acido acetico: è presente nell’aceto; L’acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo il morso di una formica; L’acido citrico: è contenuto nei limoni ed è responsabile del loro sapore aspro; L’acido ascorbico: è contenuto negli agrumi ed è quel composto che conosciamo con il nome di vitamina C; Gli esteri: ad essi sono dovuti i piacevoli odori e sapori della frutta matura, e si ottengono a partire dagli acidi carbossilici; Gli amminoacidi: sono i mattoni costitutivi della proteine, sono acidi carbossilici che contengono anche gruppi basici; Il succo gastrico: prodotto nello stomaco, contiene 0.10 moli di HCl per litro; Il sangue umano: è leggermente basico; Il mare: è una soluzione basica, pH = 8.3

GLI ACIDI E LE BASI nell’industria chimica

GLI ACIDI E LE BASI secondo Arrhenius (1884) Acido è un composto che in acqua genera ioni idrogeno. Base è un composto che in acqua genera ioni idrossido. GLI ACIDI E LE BASI: proprietà Gli acidi: hanno sapore aspro;reagiscono (neutralizzano) con gli ossidi e gli idrossidi per formare sali e acqua. Le basi: hanno sapore amaro;reagiscono (neutralizzano) con gli acidi per formare sali e acqua; sono scivolose al tatto. Acidi e basi:cambiano il colore degli indicatori; le loro soluzioni acquose conducono la corrente elettrica perchè loro sono parzialmente o totalmente ionizzati.

GLI ACIDI E LE BASI secondo Brønsted e Lowry (1923) Acido è una qualsiasi sostanza in grado di donare protoni (ioni H + ). Base è una qualsiasi sostanza in grado di accettare protoni (ioni H + ). In una reazione acido-base, un protone si trasferisce da un acido a una base. La ionizzazione di HCl in acqua La ionizzazione di NH 3 in acqua

L’acqua e lo ione idronio L’acqua è una sostanza in grado di comportarsi sia da acido di Brønsted che da base di Brønsted: è una sostanza anfiprotica. Lo ione idronio Lo ione H 9 O 4 +

GLI ACIDI E LE BASI secondo Brønsted e Lowry: Il concetto di acido coniugato e base coniugata

GLI ACIDI E LE BASI secondo Brønsted e Lowry: Il concetto di acido coniugato e base coniugata

Il concetto di acido coniugato e base coniugata: esercizi Individuare l’acido di Brønsted e la sua base coniugata nelle seguenti reazioni: HSO 4 ¯ (aq) + OH ¯ (aq) H 2 O (l) + SO 4 2 ¯ (aq) PO 4 3 ¯ (aq) + H 2 O (l) HPO 4 2 ¯ (aq) + OH ¯ (aq) HNO 3(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (l) + NO 3 ¯ (aq) CO 3 2 ¯ (aq) + H 2 O (l) HCO 3 ¯ (aq) + OH ¯ (aq) NH 3(aq) + H 2 S (aq) NH 4 + (aq) + HS ¯ (aq)

IL pH Il pH è il logaritmo negativo della concentrazione degli ioni H 3 O +. pH = - log [H 3 O + ] Il termine pH è stato introdotto nel 1909 da Sørensen per indicare l’acidità di una soluzione. Infatti prima l’acidità di una soluzione veniva descritta come concentrazione degli ioni H +, [H + ]. Quindi si passa da un’espressione esponenziale [H + ] = M Ad un’espressione con semplici numeri pH = 4. Correlazione tra pH e [H 3 O + ]

IL pH pH < 7.0 la soluzione è acida pH la soluzione è neutra pH > 7.0 la soluzione è basica pH di materiali comuni

Il pH Le piogge acide Il colore di alcuni fiori Negli anni ‘30 Negli anni ‘90 pH tra 5.5 e 6.5 pH tra 7.0 e 7.5

GLI ACIDI E LE BASI secondo Brønsted e Lowry: La forza di acidi e basi La forza di un acido in soluzione acquosa La costante di acidità Un esempio Riflettiamo sui numeri K a << 1 [HF] >> [F - ] Solo una piccola parte di molecole di HF è deprotonata!

GLI ACIDI E LE BASI secondo Brønsted e Lowry: La forza di acidi e basi La forza di una base in soluzione acquosa La costante di basicità Riflettiamo sui numeri Un esempio K a << 1 [NH 3 ] >> [NH 4 + ] Solo una piccola parte di molecole di NH 3 è protonata!

LA FORZA DEGLI ACIDI Le costanti di acidità in soluzione acquosa a 25 °C

LA FORZA DEGLI ACIDI L’HCl: un esempio di acido forte K a = 10 7 pKa = -7 L’acido acetico: un esempio di acido debole K a = 1.74 · pKa = 4.76

LA FORZA DELLE BASI Le costanti di basicità in soluzione acquosa a 25 °C Basi forti Basi deboli

L’AUTOPROTOLISI DELL’ACQUA Qual è la forza della base coniugata di un acido? E’ correlata alla forza dell’acido che l’ha generata? Qual è la forza dell’acido coniugato di una base? E’ correlata alla forza della base che l’ha generato? Riflettiamo sui numeri Il prodotto ionico dell’acqua [H 3 O + ] = [OH - ] = 1.0 · M pH = 7

pH e pOH Il prodotto ionico dell’acqua mette in relazione la [H 3 O + ] con la [OH - ]. pOH = - log [OH - ] pH + pOH = 14 [H 3 O + ] · [OH - ] = 1.0 · M Le scale del pH e del pOH Riflettiamo sui numeri

Le scale del pH e del pOH

pH e pOH: esercizi 1. Un valore di pH = -1 è possibile? pH = - log [H 3 O + ][H 3 O + ] = 10 -pH pH = - 1[H 3 O + ] = 10 1 M E’ possibile! Per soluzioni di acidi forti, il pH può anche essere un numero negativo, piccolo. 2. Una soluzione che ha pOH = 12.18, è acida, basica o neutra? pH + pOH = 14 pH = 14 - pOH pH = 14 – pH = 1.82 La soluzione è acida! pOH = - log [OH - ][OH - ] = 10 -pOH pOH = 12.8 [OH - ] = M E’ un valore molto piccolo!

LA FORZA DI COPPIE CONIUGATE ACIDO/BASE La ionizzazione di un acido in soluzione acquosa La protonazione della sua base coniugata KwKw 1/K b Per una coppia acido/base coniugata K a e K b sono inversamente propozionali!

LA FORZA DI COPPIE CONIUGATE ACIDO/BASE La protonazione di una base in soluzione acquosa La ionizzazione del suo acido coniugato KwKw 1/K a Per una coppia base/acido coniugato K b e K a sono inversamente propozionali!

LA FORZA DI COPPIE CONIUGATE ACIDO/BASE

il caso delle basi La forza delle basi può essere descritta in termini delle costanti di acidità dei loro acidi coniugati. pK a + pK b = pK w K b = 1.8 · Per NH 3 K a · K b = K w K a = 5.6 · K a · K b = K w pK a + pK b = 14 pK a = 14 - pK b Tanto più grande è il pKa di un acido coniugato, tanto più forte sarà la base che lo ha generato!

LA FORZA DI COPPIE CONIUGATE ACIDO/BASE il caso delle basi Anilina: K b = 7.4· pK b = 9.13pK a = 4.87 Piridina: K b = 1.5·10 -9 pK b = 8.82pK a = 5.18 Tanto più grande è il pKa di un acido coniugato, tanto più forte sarà la base che lo ha generato! Etilammina: K b = 4.3·10 -4 pK b = 3.37pK a = Dietilammina: K b = 6.9·10 -4 pK b = 3.16pK a = Forza della base

L’EFFETTO LIVELLANTE DEL SOLVENTE Un acido che è debole in acqua, può sembrare forte in un solvente che sia un migliore accettore di protoni. In solventi sufficientemente basici, come ad es. l’ammoniaca liquida, può essere impossibile discriminare tra le forze relative di una serie di acidi perché sono tutti deprotonati. Sono tutti FORTI. Per poter discriminare tra la forza relativa degli acidi, è necessario usare un solvente meno basico dell’acqua. Es. HBr e HI sono entrambi acidi forti in H 2 O, la loro forza acida è indistinguibile: l’acqua ha un effetto livellante. HBr e HI sono entrambi acidi deboli in CH 3 COOH, la loro forza acida è distinguibile: HI è un acido più forte di HBr.

L’EFFETTO LIVELLANTE DEL SOLVENTE Una base che è debole in acqua, può sembrare forte in un solvente che sia un migliore donatore di protoni. In solventi sufficientemente acidi, come ad es. l’acido acetico anidro, può essere impossibile discriminare tra le forze relative di una serie di basi perché sono tutte protonate. Sono tutte FORTI. Per poter discriminare tra la forza relativa delle basi, è necessario usare un solvente meno acido dell’acqua. Es. In acqua NON si può studiare la forza basica di KNH 2 o Li 4 (CH 3 ) 4 perché NH 2 - e CH 3 - vengono completamente protonati a NH 3 e CH 4.

L’EFFETTO LIVELLANTE DEL SOLVENTE La costante di autoprotolisi di un solvente svolge un ruolo determinante nel determinare l’intervallo di forza acida e basica che può essere discriminato. pK am = 33 L’intervallo di forza acida che NON viene LIVELLATO va da pK a = 0 a pK sol

Determinare quale solvente si può usare per differenziare le acidità di HCl (pKa = -6) e HBr (pKa = -9)? L’EFFETTO LIVELLANTE DEL SOLVENTE esercizi Gli unici solventi nel grafico che coprono l’intervallo di interesse sono HCOOH e HF.

GLI ACIDI POLIPROTICI Acidi che possono fornire due o più protoni per molecola sono detti acidi poliprotici. Le ionizzazioni avvengono per stadi, cioè un protone per volta. Ogni equilibrio di ionizzazione è caratterizzato dalla sua costante di ionizzazione. L’acido citrico: un acido triprotico organico L’acido tartarico: un acido diprotico organico

GLI ACIDI POLIPROTICI L’acido fosforico: un acido triprotico inorganico H 3 PO 4 vs H 3 PO 3

GLI ACIDI POLIPROTICI L’acido fosforico: un acido triprotico inorganico Il modello elettrostatico dell’acido: nella seconda deprotonazione un protone, specie carica positivamente, si deve allontanare da una specie che una carica negativa in più rispetto alla precedente e quindi è richiesto un lavoro elettrostatico aggiuntivo.

L’acido fosforico: il diagramma di distribuzione

GLI ACIDI POLIPROTICI L’acido fosforico e l’acido solforico a confronto Il pH delle soluzioni di acidi poliprotici è dominato dalla prima dissociazione.