© Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas CAPITOLO 11 1 Indice 1.Reazioni complete e reazioni reversibiliReazioni complete e reazioni reversibili.

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1 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas CAPITOLO 11 1 Indice 1.Reazioni complete e reazioni reversibiliReazioni complete e reazioni reversibili 2.Costante di equilibrioCostante di equilibrio 3.Il principio di Le Châtelier Mappa concettuale: L’equilibrio chimicoIl principio di Le Châtelier Mappa concettuale: L’equilibrio chimico 4.Acidi e basiAcidi e basi 5.Le teorie sugli acidi e sulle basiLe teorie sugli acidi e sulle basi 6.La ionizzazione dell’acquaLa ionizzazione dell’acqua 7.Il pHIl pH 8.Gli indicatori e il piaccametroGli indicatori e il piaccametro 9.Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioniGli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni 10.Il pH di soluzione saline (idrolisi salina)Il pH di soluzione saline (idrolisi salina) 11.Soluzioni tamponeSoluzioni tampone 12.La titolazione acido-base Mappa concettuale: Le reazioni tra acidi e basiLa titolazione acido-base Mappa concettuale: Le reazioni tra acidi e basi

2 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 2 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 1 Le reazioni che procedono con la scomparsa di uno o di entrambi i reagenti sono dette complete e sono rappresentate con una freccia rivolta verso i prodotti. Reazioni complete e reazioni reversibili Mg (s) + 2 HNO 3(aq)  Mg(NO 3 ) 2(aq) + H 2(g) Molte reazioni, invece, non arrivano a completamento: CO (g) + H 2 O (g) CO 2(g) + H 2(g) Reazioni di questo tipo sono dette reversibili e sono rappresentate con due frecce di verso opposto nella stessa reazione chimica.

3 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 3 1 Reazioni complete e reazioni reversibili Quando la velocità della reazione diretta uguaglia la velocità della reazione inversa si raggiunge uno stato di equilibrio dinamico. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

4 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas Nella seguente reazione 4 2 Costante di equilibrio H 2(g) + I 2(g) 2 HI (g) H2H2 I2I2 Hl una volta raggiunto l’equilibrio, se le concentrazioni delle tre sostanze vengono inserite nella relazione:  HI  2  H 2   I 2  si ottiene un valore costante, ad una specifica temperatura. A 465 °C si ottiene un valore 48,9 che prende il nome di costante di equilibrio, indicata con K c. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

5 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas In una generica reazione: 5 2 Costante di equilibrio aA + bB cC + dD la costante di equilibrio, K c, è data dalla relazione: Questa equazione prende il nome di legge dell’equilibrio chimico o legge di azione di massa.  C  c  D  d costante di equilibrio = K c =  A  a  B  b prodotti reagenti CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

6 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 6 2 Costante di equilibrio Il valore numerico della costante di equilibrio, K c, rileva se in una reazione l’equilibrio è più spostato verso i prodotti o verso i reagenti. K c  1 l’equilibrio è più spostato verso i prodotti  Significato del valore di K c K c  1 l’equilibrio è più spostato verso i reagenti K c ≈ 1 non vengono favoriti né i reagenti né i prodotti CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

7 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 7 3 Il principio di Le Châtelier Il principio di Le Châtelier afferma che: “un sistema all’equilibrio reagisce ad ogni variazione delle condizioni sperimentali spostandosi nel verso che contrasta l’effetto di tale variazione instaurando un nuovo equilibrio”. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI Variazione della concentrazione 2 SO 2(g) + O 2(g) 2 SO 3(g) Un aumento di concentrazione di O 2 sposta l’equilibrio della reazione verso destra, cioè verso il prodotto SO 3. “Quando un reagente o un prodotto viene aggiunto ad un sistema all’equilibrio, questo si sposta nella direzione opposta a quella dove è stato aggiunto il componente”.

8 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 8 Mappa concettuale: L’equilibrio chimico EQUILIBRIO CHIMICO Una reazione chimica in cui sono presenti sia i reagenti che i prodotti Fattori che influenzano l’equilibrio chimico CATALIZZATORE Non influenza l’equilibrio, ma solo il tempo per raggiungerlo ESPRESSIONE DELLA COSTANTE DI EQUILIBRIO [Prodotti] K C = [Reagenti] K c determina la posizione di equilibrio Teoria dell’equilibrio mobile: principio di Le Châtelier VARIAZIONE DI CONCENTRAZIONE VARIAZIONE DI PRESSIONE VARIAZIONE DELLA TEMPERATURA Influenza K c CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

9 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 9 4 Sono definiti acidi le sostanze che hanno in comune un sapore aspro e pungente. Acidi e basi UsoSostanza Condimento dei cibi, conservante, disincrostante di calcare nelle pentole, nelle vasche ecc. Condimento dei cibi, disincrostante di calcare Rimuove la ruggine dai materiali ferrosi Mite antisettico Elimina le incrostazioni più resistenti di calcare Rimuove la ruggine dai tessuti ACIDI Acido acetico (aceto) CH 3 COOH Acido citrico (succo di limone e di agrumi) H 3 C 6 H 5 O 7 Acido fosforico H 3 PO 4 Acido borico H 3 BO 3 Acido cloridrico (acido muriatico) HCl Acido ossalico H 2 C 2 O 4 Alcuni dei piÙ comuni acidi e loro applicazioni nella vita quotidiana. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

10 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 10 4 Sono classificate basi le sostanze che hanno in comune un sapore amaro e sono scivolose al tatto. Acidi e basi UsoSostanza Pulisce i forni, decompone tutte le sostanze (capelli, grasso, sapone) che ostruiscono gli impianti idraulici Pulizia della casa (sgrassante) Addolcisce l’acqua, rimuove il grasso Mite antiacido, facilita la lievitazione delle torte, elimina impurità e antiparassitari da frutta e verdura BASI Idrossido di sodio NaOH Ammoniaca NH 3 Carbonato di sodio Na 2 CO 3 Bicarbonato di sodio NaHCO 3 Alcune delle piÙ comuni basi e loro applicazioni nella vita quotidiana. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

11 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas Gli acidi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni H + (ioni idrogeno). 11 5 Le teorie sugli acidi e sulle basi Le basi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni OH  (ioni idrossido). HCl (g) H + (aq) + Cl − (aq) H 2 O (ℓ) NaOH (s) Na + (aq) + OH − (aq) H 2 O (ℓ) CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

12 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas La teoria di Brönsted e Lowry si fonda sull’idea che un acido possa trasferire uno ione H + ad un’altra molecola o ione che agisce come una base: 12 Acido una molecola o uno ione capace di donare ioni H + (a una base). Base una molecola o uno ione capace di accettare ioni H + (da un acido). L’acqua per il fatto che acquista uno ione H + si comporta da base. Si trasferisce H + Cl    H H – O + H  Cl  −−  H H – O + ++ H baseacido  CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 5 Le teorie sugli acidi e sulle basi

13 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas Si trasferisce H + Lo ione H 3 O + è detto ione idronio. 13  O    H H – N + H O −−  H H – N – H + + H H H  H baseacido L’acqua in questo caso si comporta da acido per il fatto che cede uno ione H +. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 5 Le teorie sugli acidi e sulle basi

14 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 14 6 La ionizzazione dell’acqua L’acqua distillata presenta una debole conducibilità elettrica. Poiché questo fenomeno è dovuto alla presenza di ioni, nell’acqua distillata vi deve essere un numero ridotto di ioni che si formano in seguito al seguente equilibrio: La costante di questo equilibrio prende il nome di prodotto ionico dell’acqua. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI H 2 O (ℓ) H + (aq) + OH – (aq) molte molecole rimangono intatte solo un numero molto ridotto di molecole dà ioni

15 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 15 6 La ionizzazione dell’acqua La costante è rappresentata con il simbolo K w ed è scritta nella forma: Pertanto K w = 1,0  10  14 a 25 °C K w =  H +   OH −   H +  = 1,0  10  7 mol/L e  OH −  = 1,0  10  7 mol/L L’equazione del prodotto ionico si applica a tutte le soluzioni acquose non solo all’acqua pura. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

16 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 16 7 Il pH La concentrazione degli ioni H + di una soluzione può essere espressa con una grandezza detta pH. pH = − log  H +  Il pH di una soluzione, per definizione, è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione degli ioni idrogeno espressa in mol/L (Molarità). Scala di pH. Relazione tra il pH e la concentrazione degli ioni idrogeno [H + ] e degli ioni [OH - ] in acqua a 25 °C. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

17 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 17 7 Il pH In base al pH, una soluzione acquosa, a 25 °C, è definita:  neutra se pH = 7  acida se pH  7  basica se pH  7 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

18 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 18 7 Il pH In analogia con il pH si può definire la grandezza pOH. pOH = − log  OH −  Il valore negativo del logaritmo di K w a 25 °C viene indicato con pK w. pK w = − log  K w  = 14 Pertanto pH + pOH = 14 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

19 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas pHSostanza 0 1,4 2,1 3 3,5 3,7 4,2 4,5 5 5,7-7,1 6,5 6,6 7 Acido della batteria Succo gastrico Succo di limone Aceto Vino Succo d’arancia Succo di pomodoro Birra Caffè espresso Saliva Latte Acqua minerale gassata (20 °C) Acqua distillata Ambiente pH di alcune soluzioni 19 Fortemente acido CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 7 Il pH

20 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas pHSostanza 7 7,3-7,4 7,4-7,8 7,7 7,8 8,4 9 9,2 10 11,6 11,8 13 14 Acqua distillata Urina umana Sangue Acqua minerale naturale (20 °C) Uova Acqua marina Bicarbonato di sodio Soluzione di borace Sapone da bucato Soluzione di carbonato di sodio Ammoniaca per uso domestico Soluzione 0,1 M di KOH Soluzione sturalavabi Ambiente pH di alcune soluzioni 20 Fortemente basico CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 7 Il pH

21 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas Gli indicatori sono sostanze che assumono colori differenti se vengono a contatto con una soluzione acida o basica. 21 8 Gli indicatori e il piaccametro Blu di bromotimolo in ambiente acido (giallo). Blu di bromotimolo in ambiente basico (blu). L’indicatore assume il colore verde in acqua distillata. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

22 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas Per determinare in modo semplice e rapido il pH di una soluzione incolore si usa la carta indicatrice di pH. 22 Carta indicatrice con scala di pH fino a 14. La carta indicatrice di pH è una carta impregnata di una miscela di coloranti opportunamente scelti. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 8 Gli indicatori e il piaccametro

23 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 23 Misura del pH del succo di arancia. Misura del pH di una soluzione basica con pH-metro a stilo opportunamente calibrato. La misura accurata del pH di una soluzione è fatta con il piaccametro (o pH-metro). CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 8 Gli indicatori e il piaccametro

24 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas Le proprietà di un acido vengono annullate da una sostanza di natura opposta, una base. 24 Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni a. Le reazioni di acidi con idrossidi acido + idrossido  sale + acqua Un acido può essere neutralizzato da un idrossido per dare un sale e acqua. H + (aq) + OH − (aq)  H 2 O (ℓ) L’equazione ionica netta si presenta nella forma: 9 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

25 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 25 RAPPRESENTAZIONE DI UNA REAZIONE DI NEUTRALLIZZAZIONE. La base NaOH e l’acido HCl in soluzione sono presenti come ioni. Quando le soluzioni vengono mescolate, gli ioni Na + e Cl − non subiscono variazione, mentre gli ioni H + e OH − reagiscono per formare altra acqua. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni 9

26 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 26 b. Le reazioni di acidi con ossidi metallici insolubili acido + ossido metallico  sale + acqua Un acido neutralizzato da un ossido metallico insolubile dà un sale più acqua. c. La reazione di un antiacido con un acido acido + carbonato  sale + acqua + diossido di carbonio Oltre alla formazione di un sale e acqua, si ha anche sviluppo di diossido di carbonio. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni 9

27 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 27 La reazione che si verifica tra gli ioni in soluzione e le molecole di acqua prende il nome di idrolisi. Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina) Questo comportamento è dovuto al fatto che uno degli ioni che deriva dal sale può scambiare un protone con l’acqua secondo la teoria di Brönsted e Lowry. Le soluzioni dei sali nell’acqua danno reazione acida, basica o neutra come evidenzia la colorazione assunta da poche gocce di indicatore universale. ACIDANEUTRABASICA NH 4 ClNaClCH 3 COONa 10 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

28 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 28 Na + + H 2 O  nessuna reazione  Sali che danno soluzioni neutre (assenza di idrolisi): il pH della soluzione è 7 Cl − + H 2 O  nessuna reazione Tutti gli ioni che derivano da un acido forte o da una base forte non reagiscono con H 2 O per cui il pH della soluzione è 7. CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina) 10

29 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 29 Cl − + H 2 O  nessuna reazione  Il cloruro di ammonio, NH 4 Cl, dà soluzione acida: il pH della soluzione scende sotto 7 perché si forma H 3 O + NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +  L’aceto di sodio, CH 3 COONa, dà un pH basico: il pH della soluzione sale sopra 7 perché si forma OH − Na + + H 2 O  nessuna reazione CH 3 COO − + H 2 O CH 3 COOH + OH − CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina) 10

30 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas Una soluzione che limita le variazioni di pH in un campo molto ristretto, quando ad essa si aggiungono quantità limitate di acidi o di basi, è detta soluzione tampone. 30 Poche gocce di HCl (A) e di NaOH (B) in acqua distillata determinano forti variazioni di pH e l’indicatore blu di bromotimolo assume due colorazioni differenti. AB A’A’B’B’ Nelle soluzioni tamponate il pH non subisce variazioni, per cui il colore dell’indicatore non varia. Soluzioni tampone 11 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

31 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 31 La titolazione acido-base La titolazione acido-base consente di conoscere la concentrazione di una sostanza acida o basica in soluzione mediante aggiunta di un reattivo di natura opposta di concentrazione nota. La titolazione acido-base è una reazione di neutralizzazione. Soluzione di HCl in presenza di BBT. Soluzione con una goccia in eccesso di NaOH. La condizione in cui un acido ha reagito completamente con una base è detta punto di equivalenza. L’indicatore svolge l’importante funzione di segnalare quando il punto di equivalenza è stato raggiunto. 12 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI

32 © Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas 32 Mappa concettuale: Le reazioni tra acidi e basi LE REAZIONI ACIDO-BASE Soluzione tampone Una soluzione che resiste a variazioni nel pH quando piccole quantità di acido o di base sono aggiunte T ITOLAZIONE ACIDO - BASE Consente di conoscere la concentrazione di una sostanza acida o basica in soluzione mediante aggiunta di un reattivo di natura opposta di concentrazione nota. Al punto di equivalenza il pH varia rapidamente. neutralizzazione Reazioni tra un acido e una base. La reazione è esotermica. I DROLISI I sali disciolti in acqua possono dare soluzioni neutre, o acide oppure basiche I NDICATORE Una sostanza che segnala il punto di equivalenza di una titolazione cambiando colore CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI