Equilibri in soluzione Teorie acido-base Auto-ionizzazione dell’acqua Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H) Concentrazione H+ e pH Verificare se sono troppe (25!)

Equilibri di scambi di protoni X-H ⇄ X- + H+ X-OH ⇄ X+ + OH- X-O-H ⇄ X-O- + H+ X-O-H ⇄ X+ + OH- Caso speciale: H-O-H ⇄ H+ + OH- Equilibrio aA + bB ⇄ cC + dD

Acidi Hanno sapore acido Corrodono i metalli Producono ioni H+ (come H3O+) nell’acqua Producono anche uno ione negativo (-) Reagiscono con le basi per formare sali e acqua

Basi Hanno sapore amaro, gessoso Sono elettroliti Al tatto sono saponosi e viscidi Producono ioni OH- nell’acqua Reagiscono con gli acidi a dare sali e acqua

Definizioni di acido e base ARRHENIUS Acido: sostanza che in soluzione acquosa rilascia H+ HNO3  H+ + NO3- Base: sostanza che in soluzione acquosa rilascia OH- KOH  K+ + OH- BRONSTED-LOWRY Acido: sostanza che in soluzione acquosa rilascia H+ HNO3  H+ + NO3- Base: sostanza che in soluzione acquosa accetta H+ OH- + H+  H2O NH3 + H+  NH4+

Definizioni di acido e base La definizione più estensiva di acido e base è data da Lewis LEWIS Acido: sostanza (elettrofila) che tende ad accettare doppietti elettronici Base: sostanza(nucleofila) tende a cedere doppietti elettronici A + B:  B:A Acido Base Addotto (o complesso) OH- + H+  H2O NH3 + H+  NH4+ BF3 + :NH3  BF3:NH3

Broensted- Lowry: acidi e basi coniugate AH + B ⇄ A- + HB AH cede un protone e diventa A-  ACIDO B accetta un protone e diventa BH  BASE Se AH è donatore di H+, A- è accettore Se B è accettore di protoni, BH è donatore Acido (AH)  base coniugata (A-) Base (B)  acido coniugato (BH)

NH3 + H2O NH4+ + OH- L’ammoniaca acquista un protone dall’acqua, trasformandosi nell’acido coniugato ione ammonio. L’acqua cede un protone all’ammoniaca, trasformandosi nella base coniugata OH-.

NH3 + H2O NH4+ + OH- Nella reazione inversa, OH- riceve un protone dallo ione ammonio. In questa reazione lo ione ammonio si comporta quindi da acido e lo ione OH- si comporta da base.

Acido + Base formano un legame covalente Acidi e basi di Lewis Acido: accettore di un doppietto di elettroni Base: donatore di un doppietto di elettroni A + :B = A-B (complesso) Acido + Base formano un legame covalente

Equilibri di Broensted Le soluzioni di acidi e basi coniugati vanno velocemente all’equilibrio Acidi e basi scambiano protoni con l’acqua e ne modificano le caratteristiche AH(aq) + H2O ⇄ A-(aq) + H3O+ H2O + B(aq) ⇄ OH-(aq) + BH Acido1 + base2 ⇄ base1 + acido2

Equilibri delle soluzioni di acidi e basi L’equilibrio per un acido Per una base

Ioni come acidi o basi Se acido acetico è acido, lo ione acetato è una base Se ammoniaca è una base, lo ione ammonio è un acido Quindi: Gli anioni possono essere basi I cationi possono essere acidi Verificare Anioni (Giorgio)

Auto-ionizzazione dell’H2O L’acqua è anfiprotica: può agire da acido e da base L’acqua ionizza se stessa: Autoionizzazione H2O + H2O H3O+ + OH- = 1.8 • 10-16 (a 25 °C) dato che la kc è molto piccola possiamo assumere costante la [H2O] = 1000/18 = 55.5 moli/litro Kc • [H2O]2 = Kw = [H3O+][OH-] = 10 -14 Prodotto ionico dell’acqua

2 H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+] · [OH-] = 1·10-14 [H3O+] = [OH-] = 1·10-7 Kc = [H3O+] · [OH-] [H2O]2 Kw = [H3O+] · [OH-] = 1·10-14 [H3O+]2 = 1.0 x 10-14 [H3O+] = [OH-] = 1·10-7 a 25°C

Kw = [H+][OH-] = 10 -14 [H+] = [OH-] = 10 -7 quando in una soluzione acquosa [H+] = [OH-]  la soluzione è detta neutra Se aumentiamo la [H+], aggiungendolo dall’esterno, in base alla legge di azione di massa l’equilibrio si sposterà verso sinistra (in direzione dei reagenti). Ma dovendo comunque la KW rimanere costante risulterà al nuovo equilibrio: [H+] > [OH-]. H2O H+ + OH- H+EXTRA esempio Equilibrio iniziale Kw = [H+][OH-] = 10-7 • 10-7 = 10-14 Nuovo equilibrio Kw = [H+][OH-] = 10-5 • 10-9 = 10-14 Si applica, naturalmente, lo stesso principio se si riduce la [H+] o si aumenta o riduce la [OH-]

Relazione in soluzione [H+] mol/L [OH-] mol/L 1 100 0.00000000000001 10-14 0.1 10-1 0.0000000000001 10-13 0.01 10-2 0.000000000001 10-12 0.001 10-3 0.00000000001 10-11 0.0001 10-4 0.0000000001 10-10 0.00001 10-5 0.000000001 10-9 0.000001 10-6 0.00000001 10-8 0.0000001 10-7 Relazione in soluzione acquosa tra le concentrazioni molari di H+ e OH-

Kc = Ka (= Kc ·[H2O]) = Ka = HNO2 + H2O H3O+ + NO2- [H3O+] · [NO2-] = 4.5 · 10-4 Ka = [H3O+] · [NO2-] [HNO2] pKa = 3.35

Kc = Kb (= Kc ·[H2O]) = NH3 + H2O NH4+ + OH- [NH4+] · [OH-] Kb = 1,8 x 10-5 pKa = 4,75

Forza di acidi e basi CH3COOH HCl Mg ddH2O CH3COOH HCl

Acidi e basi forti Se la Ka di un acido è molto alta, esso è tutto dissociato: Acido forte (Es. HCl) Se la Kb di una base è molto alta, essa è tutta dissociata: Base forte (Es. NaOH) Le forme coniugate sono deboli!!!

ACIDI FORTI

BASI FORTI

Acidi deboli Se un acido ha una Ka <<1 esso è poco dissociato: acido debole. (Es acido acetico: Ka = 1.8 x 10-5 M) La maggior parte del reagente è nella forma indissociata : CH3COOH, e solo una piccola frazione è dissociata: CH3COO- Comportamento comune a tutti gli acidi organici carbossilici, e ioni ammonio

Acidi deboli ACIDI DEBOLI

Basi deboli L’ammoniaca ha Kb = 1.8 x 10-5 M, quindi in soluzione è quasi tutta nella forma NH3, e solo una piccola frazione è come NH4+ E’ una base debole, come tutte la ammine ed anioni degli acidi carbossilici

BASI DEBOLI

Forza di acidi e basi in Acqua In soluzione acquosa la forza della coppia acido/base viene misurata in rapporto alla forza della coppia H3O+/H2O AH + H2O A- + H3O+

La forza di acidi e basi in acqua Un composto AH che è un donatore di protoni più forte di H3O+ può cedere H+ ad H2O, ed è un acido forte Se come donatore di protoni ha una forza < H3O+ ma > H2O è un acido debole Se la sua forza è < H2O è una base

Acidi in acqua AH + H2O ⇄ A- + H3O+ acido1 ⇄ acido 2 Se AH: non è donatore di protoni, non è acido è un donatore meno forte di H3O+ , è un acido debole è un donatore più forte di H3O+ , è un acido forte

Basi in acqua AH + H2O ⇄ AH2+ + OH – Base1 ⇄ base 2 Se AH: non è accettore di protoni, non è una base è un accettore meno forte di OH–, è una base debole è un accettore più forte di OH–, è una base forte