Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Acidi e Basi Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Definizione.

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3 Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927
Acidi e Basi Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Definizione di Arrhenius (1887): acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido  H+(aq) + ... Base  OH-(aq) + ...

4 Insufficienza della definizione di Arrhenius:
Molte basi, come per esempio NH3, non possono formare OH-(aq) per semplice dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere di tipo diverso.

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8 Definizione di Brønsted e Lowry
(per acidi e basi in soluzioni acquose) Acido = donatore di protoni Base = accettore di protoni

9 Carenze della teoria di Brønsted e Lowry :
Vi sono alcune sostanze che portano ad una variazione del pH di una soluzione senza accettare o donare protoni. Serve un modello più generale di cui gli altri modelli sono dei casi speciali.

10 Definizione di Lewis Acido = accettore di una coppia di elettroni
Base = donatore di una coppia di elettroni

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24 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
A 25°C si ha Kw = 10-14

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33 a 25°C soluzione acida soluzione basica soluzione neutra
[H3O+] > [OH-] [H3O+] < [OH-] 100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13 [H3O+] soluzione acida soluzione basica soluzione neutra [H3O+] > 10-7 M [OH-] < 10-7 M [H3O+] < 10-7 M [OH-] > 10-7 M [H3O+] = [OH-] = 10-7 M

34 a 25°C soluzione acida soluzione basica soluzione neutra pH < pOH
2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH soluzione acida soluzione basica pH < 7 pOH > 7 pH > 7 pOH < 7 soluzione neutra pH = pOH = 7

35 Ammoniaca per uso domestico
Sostanze di uso quotidiano Pioggia Aceto Sangue pH 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 Succo d’arancio Latte Ammoniaca per uso domestico

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43 o di dissociazione

44 Grado di dissociazione
È la frazione di acido HA ( o di base) che si dissociqa e si indica con a Per acidi forti a = 1 Per acidi deboli 0< a <1 In generale , dato un acido debole HA, il grado di dissociazione è dato da a = [H+] [ concentrazione dell’acido]

45 Si calcoli il grado di dissociazione dell’ammoniaca in una soluzione 0
Si calcoli il grado di dissociazione dell’ammoniaca in una soluzione 0.55 M (Kb= 1.85·10-5) Kb= [NH4+] [OH-] = (0.55 a)2 = 1.85·10-5 [NH3] (1-a ) a = 5.8·10 -3

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58 In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha:
Ka Kb = Kw Per esempio, per NH4+-NH3:

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