Capitolo 17 Equilibri Acido-Base

Acid-Base Equilibria 17.1 Acidi e Basi in acqua 17.2 Autoionizzazione dell’acqua e la scala del pH 17.3 Trasferimento protonico e definizione di acidi e basi secondo Brønsted-Lowry 17.4 Risoluzione di problemi che implicano equilibri coinvolgenti acidi deboli 17.5 Le basi deboli e la loro relazione con gli acidi deboli 17.6 Proprietà molecolari e forza di un acido 17.7 Proprietà acido-base delle soluzioni saline 17.8 Generalizzazione del concetto di Brønsted-Lowry: l’effetto di livellamento 17.9 Donazione di coppie di elettroni e definizione di acidi e basi secondo Lewis

L’entità della dissociazione di acidi forti Figura 17.2 A L’entità della dissociazione di acidi forti

L’entità della dissociazione di acidi deboli Figura 17.2 B L’entità della dissociazione di acidi deboli

Reazione dello zinco con un acido forte e un acido debole Figura 17.3 Reazione dello zinco con un acido forte e un acido debole 1M HCl(aq) 1M CH3COOH(aq)

La costante di dissociazione acida Gli acidi forti si dissociano completamente in ioni in acqua HA(g o l) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Kc >> 1 Gli acidi deboli si dissociano molto debolmente in ioni in acqua. HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Kc << 1 La costante di dissociazione acida Kc = [H3O+][A-] [H2O][HA] Acido più forte [H3O+] più alta Ka maggiore Kc[H2O] = Ka = [H3O+][A-] [HA] minore Ka [H3O+] più bassa Acido più debole

Autoionizzazione dell’acqua e scala di pH H2O(l) H2O(l) + OH-(aq) H3O+(aq) +

H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Kc = [H3O+][OH-] [H2O]2 Il prodotto ionico dell’acqua Kc[H2O]2 = Kw = [H3O+][OH-] = 1.0 x 10-14 at 250C Una variazione di [H3O+] determina una variazione inversa di [OH-]. In una soluzione acida, [H3O+] > [OH-] In una soluzione basica, [H3O+] < [OH-] In una soluzione neutra, [H3O+] = [OH-]

Metodi per misurare il pH di una soluzione acquosa Figura 17.7 Metodi per misurare il pH di una soluzione acquosa Cartina indicatrice di pH pH-metro

Definizione di acidi e basi secondo Brønsted-Lowry Un acido è un donatore di protoni, qualsiasi specie che dona uno ione H+. Una base è un accettore di protoni, qualsiasi specie che accetta uno ione H+. Una reazione acido-base può essere esaminata dal punto di vista dei reagenti e dei prodotti. Un reagente acido formerà un prodotto basico e i due costituiscono una coppia coniugata acido-base.

Percentuale di HA dissociato = [HA]iniziale x 100 Percentuale di HA dissociato = [HA]iniziale Acidi poliprotici Acidi con più di un protone ionizzabile Ka1 = [H3O+][H2PO4-] [H3PO4] H3PO4(aq) + H2O(l) H2PO4-(aq) + H3O+(aq) = 7.2x10-3 Ka2 = [H3O+][HPO42-] [H2PO4-] H2PO4-(aq) + H2O(l) HPO42-(aq) + H3O+(aq) = 6.3x10-8 Ka3 = [H3O+][PO43-] [HPO42-] HPO42-(aq) + H2O(l) PO43-(aq) + H3O+(aq) = 4.2x10-13 Ka1 > Ka2 > Ka3

Figura 17.11 L’effetto delle proprietà atomiche e molecolari sull’acidità degli idruri non metallici

Le forze relative degli ossiacidi Figura 17.12 Le forze relative degli ossiacidi

H2O vicina si comporta come base Figura 17.13 Il comportamento acido dello ione idrato Al3+ H2O vicina si comporta come base La densità elettronica è attratta verso Al3+ Al(H2O)63+ Al(H2O)5OH2+ H3O+ H2O

Molecole come Acidi di Lewis Un acido è un accettore di una coppia di elettroni Una base è un donatore di una coppia di elettroni acid base adduct H2O(l) M(H2O)42+(aq) M2+ adduct

Lo ione Mg2+ come acido di Lewis nella molecola di clorofilla Figura 17.14 Lo ione Mg2+ come acido di Lewis nella molecola di clorofilla