L’equilibrio chimico e gli acidi e le basi

Presentazione sul tema: "L’equilibrio chimico e gli acidi e le basi"— Transcript della presentazione:

1 L’equilibrio chimico e gli acidi e le basi
CAPITOLO L’equilibrio chimico e gli acidi e le basi 11 Indice Reazioni complete e reazioni reversibili Costante di equilibrio Il principio di Le Châtelier Mappa concettuale: L’equilibrio chimico Acidi e basi Le teorie sugli acidi e sulle basi La ionizzazione dell’acqua Il pH Gli indicatori e il piaccametro Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni Il pH di soluzione saline (idrolisi salina) Soluzioni tampone La titolazione acido-base Mappa concettuale: Le reazioni tra acidi e basi 1

2 Reazioni complete e reazioni reversibili
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 1 Reazioni complete e reazioni reversibili 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. Mg(s) + 2 HNO3(aq)  Mg(NO3)2(aq) + H2(g) Molte reazioni, invece, non arrivano a completamento: CO(g) H2O(g) CO2(g) H2(g) Reazioni di questo tipo sono dette reversibili e sono rappresentate con due frecce di verso opposto nella stessa reazione chimica. 2

3 Reazioni complete e reazioni reversibili
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 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. 3

4 Costante di equilibrio
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 2 Costante di equilibrio Nella seguente reazione H2(g) + I2(g) HI(g) H2 I2 Hl una volta raggiunto l’equilibrio, se le concentrazioni delle tre sostanze vengono inserite nella relazione: HI2 H2 I2 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 Kc. 4

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

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

7 Il principio di Le Châtelier
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 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”. Variazione della concentrazione “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”. 2 SO2(g) + O2(g) SO3(g) Un aumento di concentrazione di O2 sposta l’equilibrio della reazione verso destra, cioè verso il prodotto SO3. 7

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

9 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO 4 Acidi e basi
E GLI ACIDI E LE BASI 4 Acidi e basi Sono definiti acidi le sostanze che hanno in comune un sapore aspro e pungente. Uso Sostanza 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) CH3COOH Acido citrico (succo di limone e di agrumi) H3C6H5O7 Acido fosforico H3PO4 Acido borico H3BO3 Acido cloridrico (acido muriatico) HCl Acido ossalico H2C2O4 Alcuni dei piÙ comuni acidi e loro applicazioni nella vita quotidiana. 9

10 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO 4 Acidi e basi
E GLI ACIDI E LE BASI 4 Acidi e basi Sono classificate basi le sostanze che hanno in comune un sapore amaro e sono scivolose al tatto. Uso Sostanza 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 NH3 Carbonato di sodio Na2CO3 Bicarbonato di sodio NaHCO3 Alcune delle piÙ comuni basi e loro applicazioni nella vita quotidiana. 10

11 Le teorie sugli acidi e sulle basi
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 5 Le teorie sugli acidi e sulle basi Gli acidi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni H+ (ioni idrogeno). HCl(g) H+(aq) + Cl−(aq) H2O(ℓ) Le basi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni OH (ioni idrossido). NaOH(s) Na+(aq) + OH−(aq) H2O(ℓ) 11

12 Le teorie sugli acidi e sulle basi
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 5 Le teorie sugli acidi e sulle basi 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: 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). Cl   H H – O H − H – O + base acido Si trasferisce H+ L’acqua per il fatto che acquista uno ione H+ si comporta da base. 12

13 Le teorie sugli acidi e sulle basi
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 5 Le teorie sugli acidi e sulle basi Lo ione H3O+ è detto ione idronio.  O  H H – N H − H – N – H + + base acido Si trasferisce H+ L’acqua in questo caso si comporta da acido per il fatto che cede uno ione H+. 13

14 La ionizzazione dell’acqua
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 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: H2O(ℓ) H+(aq) OH–(aq) molte molecole rimangono intatte solo un numero molto ridotto di molecole dà ioni La costante di questo equilibrio prende il nome di prodotto ionico dell’acqua. 14

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

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

17 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO 7 Il pH
E GLI ACIDI E LE BASI 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 17

18 pOH = − log OH− pKw = − log Kw = 14 pH + pOH = 14
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 7 Il pH In analogia con il pH si può definire la grandezza pOH. pOH = − log OH− Il valore negativo del logaritmo di Kw a 25 °C viene indicato con pKw. pKw = − log Kw = 14 Pertanto pH + pOH = 14 18

19 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO 7 Il pH
E GLI ACIDI E LE BASI 7 Il pH pH Sostanza 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 Fortemente acido 19

20 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO 7 Il pH
E GLI ACIDI E LE BASI 7 Il pH pH Sostanza 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 Fortemente basico 20

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

22 Gli indicatori e il piaccametro
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 8 Gli indicatori e il piaccametro Per determinare in modo semplice e rapido il pH di una soluzione incolore si usa la carta indicatrice di pH. 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. 22

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

24 Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 9 Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni Le proprietà di un acido vengono annullate da una sostanza di natura opposta, una base. 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. L’equazione ionica netta si presenta nella forma: H+(aq) + OH−(aq)  H2O(ℓ) 24

25 Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 9 Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni 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. 25

26 Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 9 Gli ioni che intervengono nelle neutralizzazioni 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. 26

27 Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina)
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 10 Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina) La reazione che si verifica tra gli ioni in soluzione e le molecole di acqua prende il nome di idrolisi. Le soluzioni dei sali nell’acqua danno reazione acida, basica o neutra come evidenzia la colorazione assunta da poche gocce di indicatore universale. ACIDA NEUTRA BASICA NH4Cl NaCl CH3COONa 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. 27

28 Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina)
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 10 Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina) Sali che danno soluzioni neutre (assenza di idrolisi): il pH della soluzione è 7 Na+ + H2O  nessuna reazione Cl− + H2O  nessuna reazione Tutti gli ioni che derivano da un acido forte o da una base forte non reagiscono con H2O per cui il pH della soluzione è 7. 28

29 Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina)
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 10 Il pH di soluzioni saline (idrolisi salina) Il cloruro di ammonio, NH4Cl, dà soluzione acida: il pH della soluzione scende sotto 7 perché si forma H3O+ Cl− + H2O  nessuna reazione NH4+ + H2O NH3 + H3O+ L’aceto di sodio, CH3COONa, dà un pH basico: il pH della soluzione sale sopra 7 perché si forma OH− Na+ + H2O  nessuna reazione CH3COO− + H2O CH3COOH + OH− 29

30 CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO 11 Soluzioni tampone
E GLI ACIDI E LE BASI 11 Soluzioni tampone 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. 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. A B A’ B’ Nelle soluzioni tamponate il pH non subisce variazioni, per cui il colore dell’indicatore non varia. 30

31 La titolazione acido-base
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI 12 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. 31

32 Mappa concettuale: Le reazioni tra acidi e basi
CAPITOLO 11. L’EQUILIBRIO CHIMICO E GLI ACIDI E LE BASI Mappa concettuale: Le reazioni tra acidi e basi Soluzione tampone Una soluzione che resiste a variazioni nel pH quando piccole quantità di acido o di base sono aggiunte Idrolisi I sali disciolti in acqua possono dare soluzioni neutre, o acide oppure basiche neutralizzazione Reazioni tra un acido e una base. La reazione è esotermica. LE REAZIONI ACIDO-BASE 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. Al punto di equivalenza il pH varia rapidamente. Indicatore Una sostanza che segnala il punto di equivalenza di una titolazione cambiando colore 32