Acidi e Basi Dissociazione dell’acqua L’acqua pura mostra una piccola conducibilità elettrica quindi non tutti i legami nelle molecole sono covalenti Una piccolissima porzione di molecole si dissocia in ioni:

Soluzioni acide e basiche - soluzioni neutre se - soluzioni acide se - soluzioni basiche se

Acidi e Basi - Definizione di Arrhenius: gli acidi sono sostanze che in soluzione acquosa si dissociano generando ioni idrogeno, H+ (H3O+) - Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa si dissociano generando ioni idrossido, OH-

- Definizione di Bronsted - Lowry: gli acidi sono sostanze che in soluzione acquosa sono capaci di donare protoni. - Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa sono capaci di accettare protoni. - Definizione di Lewis: gli acidi sono sostanze capaci di ricevere un doppietto elettronico, le basi sono sostanze capaci di cedere un doppietto elettronico.

Forza degli acidi Es. acido fortissimo, HCl Es. acido debole, acido acetico -Superacidi, costante di dissociazione non calcolabile perché troppo grande -acidi forti Ka >10-1 -acidi medioforti 10-1>Ka>10-3 -acidi mediodeboli 10-3>Ka>10-4 -acidi deboli 10-4>Ka>10-8 -acidi debolissimi Ka<10-8 L’acido acetico è un acido debole, infatti:

Soluzione di un acido debole Es. acido debole, acido acetico L’acido acetico è un acido debole, infatti:

Forza delle basi Es. superbasi, idrossido di sodio, NaOH idrossido di potassio, KOH Es. base debole, ammoniaca -Superbasi, costante di dissociazione non calcolabile perché troppo grande -basi forti Kb >10-1 -basi medioforti 10-1>Kb>10-3 -basi mediodeboli 10-3>Kb>10-4 -basi deboli 10-4>Kb>10-8 -basi debolissime Kb<10-8 L’ammoniaca è una base debole, infatti:

Costanti di ionizzazione di alcuni acidi a 25°C

Costanti di ionizzazione di alcune basi a 25°C

H2PO4- <=> H+ + HPO42- Acidi poliprotici Sono sostanze capaci di dissociare più protoni (diprotici e poliprotici) es: acido fosforico: H3PO4 <=> H+ + H2PO4- H2PO4- <=> H+ + HPO42- HPO42- <=> H+ + PO43-

Costanti di ionizzazione di alcuni acidi poliprotici a 25°C

Relazione tra Ka e Kb

Pesi equivalenti e normalità Un equivalente è la quantità di sostanza che sembra o genera una mole di “particelle” Per reazioni acido-base le “particelle” sono gli “H+”, quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera una mole di protoni. Nelle ossidoriduzioni le “particelle” sono gli “elettroni”, quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera una mole di elettroni. N , Normalità = concentrazione espressa in equivalenti per litro di soluzione

Esempio di pesi equivalenti Acido fosforico a) H3PO4 + NaOH <=> NaH2PO4 + H2O peso equivalente PE = 97,997222/1 = 97,997222 b) H3PO4 + 2NaOH <=> Na2HPO4 + 2H2O peso equivalente PE = 97,997222/2 = 48,998611 c) H3PO4 + 3NaOH <=> Na3PO4 + 3H2O peso equivalente PE = 97,997222/3 = 32,665741

pH pH = - log10[H+] ( p = - log10 ) pKa = - logKa pKb = - logKb pKa + pKb = pKw = 14,00

Costanti di ionizzazione di alcuni acidi a 25°C

Costanti di ionizzazione di alcuni acidi poliprotici a 25°C

Titolazioni acido-base Es. Titolazione di 50 ml di HCl 0,1M con NaOH 0,1M (Va) (Ca) (Cb) Prima del punto di equivalenza: [H+]= (Ca Va - Cb Vb)/(Va + Vb) Dopo il punto di equivalenza: [OH-]= (Cb Vb - Ca Va)/(Va+Vb) [H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,0)/(0,05+0,00)=0,1 pH= 1,00 [H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,01)/(0,05+0,01)=0,067 pH= 1,18 [H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,04)/(0,05+0,04)=0,011 pH= 1,96 [H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,049)/(0,05+0,049)=0,001 pH= 3,00 [OH-]= (0,1*0,051 - 0,1*0,05)/(0,05+0,051)=0,001 pH=11,00 [OH-]= (0,1*0,060 - 0,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009 pH=11,96 [OH-]= (0,1*0,100 - 0,1*0,05)/(0,05+0,0100)=0,033 pH=12,52

Volume di NaOH 0,1M aggiunto ml pH Acido forte 0,0 10,0 20,0 30,0 40,0 49,0 49,9 50,0 50,1 51,0 60,0 70,0 80,0 90,0 100,0 1,00 1,18 1,37 1,60 1,96 3,00 4,00 7,00 10,00 11,00 11,96 12,22 12,36 12,46 12,52

La Buretta come determinare il volume

HIn +H2O <=> H3O+ + In- Gli Indicatori di pH Sono sostanze il cui colore cambia in funzione del pH della soluzione in cui si trovano Sono degli acidi deboli di natura organica che in seguito alla dissociazione o all’associazione di un protone cambiano la loro struttura elettronica e quindi il colore HIn +H2O <=> H3O+ + In- Colore indissociato colore dissociato

Alcuni Indicatori di pH Blu di metilene metilarancio Blu di bromofenolo fenolptaleina

Alcuni Indicatori di pH

Gli Indicatori di pH Intervallo di sensibilità dell’occhio umano Intervallo di viraggio della fenolftaleina Intervallo di viraggio del blu di bromotimolo Intervallo di viraggio del metilarancio Intervallo di viraggio dell’indicatore do pH

Le soluzioni Tampone Sono soluzioni di composizione tale da mantenere il pH quasi costante per piccole aggiunte di acidi o basi. Sono composte da un acido debole e dalla sua base coniugata, oppure da una base debole e dal suo acido coniugato. La loro azione si basa sull’equilibrio acido-base. Cs = concentrazione base coniugata Ca = concentrazione acido debole Equazione di Henderson-Hasselbalch

Titolazione di un acido debole Es. Titolazione di 50 ml di CH3COOH 0,1M con NaOH 0,1M (Va) (Ca) (Cb) pH iniziale: pH = 2,87 CH3COOH + Na+ + OH- <===> CH3COO- + Na+ + H2O Prima del punto di equivalenza: Dopo il punto di equivalenza: [OH-]= (0,1*0,060 - 0,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009 pH=11,96

Volume di NaOH 0,1M aggiunto ml pH Acido debole 0,0 10,0 20,0 30,0 40,0 49,0 49,9 50,0 50,1 51,0 60,0 70,0 80,0 90,0 100,0 2,87 4,14 4,56 4,92 5,34 6,44 7,45 8,72 10,00 11,00 11,96 12,22 12,36 12,46 12,52 Intervallo di viraggio della fenolftaleina Intervallo di viraggio del blu di bromotimolo Intervallo di viraggio del metilarancio