Equilibrio in fase liquida ACIDI E BASI

Definizione di Arrhenius Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche H2O HCl H+ + Cl- H2O NaOH Na+ + OH- Neutralizzazione di un acido con una base H+ +OH- H2O Ma questa teoria limita l’esistenza di acidi e basi alla presenza di acqua e limita il numero delle sostanze che si comportano da acidi o da basi a quelle che possiedono atomi di idrogeno o gruppi OH.

Definizione di Brönsted-Lowry Un ACIDO è una qualunque sostanza che è capace di donare uno ione idrogeno (protone) ad un altra sostanza in una reazione chimica. Una BASE è una sostanza che accetta lo ione idrogeno (protone) dall'acido. Tale definizione non è legata al tipo di solvente e neppure alla presenza stessa di un solvente, devono però sempre esistere protoni da scambiare HCl + H2O Cl- + H3O+ HNO3 + H2O NO3- + H3O+ NH3 + H2O OH- + NH4+

Definizione di Brönsted-Lowry La definizione di acido o base non è vincolata alla presenza del solvente HCl(gas) + NH3(gas) NH4Cl(solido) in assenza di solvente

Definizione di Brönsted-Lowry Acidi e basi esistono sempre in coppia. In soluzione acquosa H2O si puo’ comportare come acido oppure come base HCl + H2O Cl- + H3O+ Accetta un H+ NH3 + H2O OH- + NH4+ Dona un H+

Meccanismo molecolare di una reazione acido-base Rottura del legame covalente fra H e un non metallo con formazione di uno ione H+ che si lega alla base attraverso una coppia di non legame della base stessa.

Concetti importanti Una reazione acido-base in soluzione è sempre un equilibrio chimico Un acido agisce come tale solo se è in presenza di una base e viceversa Dalla reazione fra un acido e una base si formano due specie che hanno proprietà l’una di una base e l’altra di un acido, quindi per ogni acido è possibile definire una base coniugata e viceversa

Equilibrio acido-base Ogni reazione acido-base deve essere scritta come un equilibrio Base 1 + Acido 2 Acido 1 + Base 2 Cl- + H3O+ HCl + H2O Base coniugata di HCl Acido coniugato di H2O Quindi le coppie HCl/Cl- e H2O/H3O+ sono dette coppie coniugate acido-base

Alcune sostanze pure danno reazioni di trasferimento del protone da una molecola all’altra: Autoprotolisi di H2O H2O H+ + OH- [ H+ ] [OH- ] Keq = = 1,0 x 10-14 a 25°C [ H2O ] [ H2O ]= 1 M Kw = [ H3O+ ] [OH- ]= 1,0 x 10-14 Altri es. 2CH3COOH CH3COO- + CH3COOH2+ 2NH3  NH4+ + NH2- 2H2SO4  HSO4- + H3SO4+

[ ] Un chiarimento.. O + H H H H2O H+ + OH- [ H+ ]= [ H3O+ ] 2H2O H3O+ + OH- H H In realtà H3O+ non è la sola specie che si ottiene per protonazione dell’acqua, ma si formano altre specie come H9O4+, H11O5+ H

Soluzioni acide o basiche Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14 H2O H+ + OH- [ H+ ] [OH- ] 10-7 10-7

Soluzioni acide o basiche Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14 H2O H+ + OH- [ H+ ] [OH- ] 10-7 10-7 [ H+ ] [OH- ] 10-6 10-8 [ H+ ] [OH- ] 10-5 10-9 [ H+ ] [OH- ] 10-1 10-13

Soluzioni acide o basiche Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14 H2O H+ + OH- [ H+ ] [OH- ] 10-13 10-1 [ H+ ] [OH- ] 10-9 10-5 [ H+ ] [OH- ] 10-8 10-6 [ H+ ] [OH- ] 10-7 10-7 [ H+ ] [OH- ] 10-6 10-8 [ H+ ] [OH- ] 10-5 10-9 [ H+ ] [OH- ] 10-1 10-13

Costante di dissociazione acida Ka HA + H2O H3O+ + A- Keq = [ H3O+ ] [A- ] [ HA ] [ H2O ] Ka = [ H3O+ ] [A- ] [ HA ]

Costante di dissociazione acida Ka La costante di dissociazione acida, Ka, è la misura della forza di un acido, ovvero di quanto una reazione di dissociazione acida sia spostata verso destra.

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

La forza di un acido Quando Ka >>1 La reazione si considera completamente spostata verso destra HCl + H2O H3O+ + Cl- Ovvero la dissociazione è quantitativa Esempio: se ho una soluzione acquosa dove la concentrazione iniziale di HCl= 10-2 M, [H+]= 10-2 M Tutto l’acido si dissocia in H+ e Cl-

Alcuni acidi H3O+(*) 1,0 HF 7,1.10-4 HNO2 4,5.10-4 CH3COOH 1,8.10-5 Ka HClO4 >1 HBr HCl HNO3 H3O+(*) 1,0 HF 7,1.10-4 HNO2 4,5.10-4 CH3COOH 1,8.10-5 HClO 3,2.10-8 HCN 4,0.10-10 NH4+ 5,6.10-10 H2O(*) 1,0.10-14

Costante di dissociazione basica Kb A- + H2O OH- + HA [ OH- ] [ HA ] Keq = [ A - ] [ H2O ] Kb = [ OH- ] [HA ] [ A- ]

Costante di dissociazione basica Kb Attenzione! La base non è solo un composto che ha a disposizione degli ioni OH- Una base (secondo Broensted-Lowry) è qualsiasi sostanza che puo’ accettare uno ione H+ Es: Cl-, NH3, CN-, CO32- Invece, secondo la def. di Arrehenius, solo i composti che in H2O liberano ioni OH- sono basi Es: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3

Acido e base coniugata NH4+ + H2O H3O+ + NH3 NH3 + H2O OH- + NH4+ Ka = Kb = [ OH- ] [NH4+] [NH3] Ka Kb = [ H3O+ ] [NH3] [ OH- ] [NH4+] [NH4+ ] [NH3] =Kw= [ H3O+ ] [ OH- ] Tanto più un acido è debole, tanto meno è debole la sua base coniugata

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

Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata Acido forte HCl Cl- Base nulla Acido debole CH3COOH CH3COO- Base debole Base debole Acido debole H2CO3 HCO3- HCN Base debole Acido debole CN- NH3 Base debole NH4+ Acido debole NaOH Base forte H2O Acido nullo

Reazione acido-base Per come Ka e Kb sono state definite, i loro valori indicano da che parte è spostato l’equilibrio della reazione con H2O, ma servono anche a trovare la costante di equilibrio di una qualunque reazione acido-base. Per esempio: se acido e base hanno Ka e Kb > 1, la reazione fra loro equivale a : H3O+ + OH- H2O con Keq = Kw-1 = 1 x 1014 Se la reazione è CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+ Keq = [NH4+] [CH3COO-]/ [CH3COOH] [NH3] = ([NH4+] [OH-]/ [NH3]) ([CH3COO-]/ [CH3COOH] [OH-]) = Kb(NH3) Kb(CH3COO-)-1 = 1.8 x 10-5/ 5.6 x 10-10 =3.2 x 104

Altro esempio: Keq = Kb(HSO3-) x Kb(HS-)-1 = H2S + HSO3- HS- + SO2 +H2O Keq = Kb(HSO3-) x Kb(HS-)-1 = 5.9 x 10-13/ 10-7 = 5.9 x 10-6 Da questi esempi deriva che: 1. Un acido reagisce quantitativamente con qualunque base che sia più forte (Kb più grande) della propria base coniugata. 2. Maggiore è la diferenza tra le due Kb tanto più la reazione è spostata a destra. 3. Se le due Kb sono comparabili all’eq. ci sono quantità paragonabili dei reagenti e dei prodotti 4. In maniera analoga si conclude che una base reagisce con qualunque acido che sia più forte dell’acido coniugato della base.