Capitolo 17 Equilibri Acido-Base.

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1 Capitolo 17 Equilibri Acido-Base

2 Acid-Base Equilibria 17.1 Acidi e Basi in acqua
17.2 Autoionizzazione dell’acqua e la scala del pH 17.3 Trasferimento protonico e definizione di acidi e basi secondo Brønsted-Lowry 17.4 Risoluzione di problemi che implicano equilibri coinvolgenti acidi deboli 17.5 Le basi deboli e la loro relazione con gli acidi deboli 17.6 Proprietà molecolari e forza di un acido 17.7 Proprietà acido-base delle soluzioni saline 17.8 Generalizzazione del concetto di Brønsted-Lowry: l’effetto di livellamento 17.9 Donazione di coppie di elettroni e definizione di acidi e basi secondo Lewis

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4 L’entità della dissociazione di acidi forti
Figura 17.2 A L’entità della dissociazione di acidi forti

5 L’entità della dissociazione di acidi deboli
Figura 17.2 B L’entità della dissociazione di acidi deboli

6 Reazione dello zinco con un acido forte e un acido debole
Figura 17.3 Reazione dello zinco con un acido forte e un acido debole 1M HCl(aq) 1M CH3COOH(aq)

7 La costante di dissociazione acida
Gli acidi forti si dissociano completamente in ioni in acqua HA(g o l) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Kc >> 1 Gli acidi deboli si dissociano molto debolmente in ioni in acqua. HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Kc << 1 La costante di dissociazione acida Kc = [H3O+][A-] [H2O][HA] Acido più forte [H3O+] più alta Ka maggiore Kc[H2O] = Ka = [H3O+][A-] [HA] minore Ka [H3O+] più bassa Acido più debole

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9 Autoionizzazione dell’acqua e scala di pH
H2O(l) H2O(l) + OH-(aq) H3O+(aq) +

10 H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
Kc = [H3O+][OH-] [H2O]2 Il prodotto ionico dell’acqua Kc[H2O]2 = Kw = [H3O+][OH-] = 1.0 x at 250C Una variazione di [H3O+] determina una variazione inversa di [OH-]. In una soluzione acida, [H3O+] > [OH-] In una soluzione basica, [H3O+] < [OH-] In una soluzione neutra, [H3O+] = [OH-]

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15 Metodi per misurare il pH di una soluzione acquosa
Figura 17.7 Metodi per misurare il pH di una soluzione acquosa Cartina indicatrice di pH pH-metro

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17 Definizione di acidi e basi secondo Brønsted-Lowry
Un acido è un donatore di protoni, qualsiasi specie che dona uno ione H+. Una base è un accettore di protoni, qualsiasi specie che accetta uno ione H+. Una reazione acido-base può essere esaminata dal punto di vista dei reagenti e dei prodotti. Un reagente acido formerà un prodotto basico e i due costituiscono una coppia coniugata acido-base.

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20 Percentuale di HA dissociato = [HA]iniziale
x 100 Percentuale di HA dissociato = [HA]iniziale Acidi poliprotici Acidi con più di un protone ionizzabile Ka1 = [H3O+][H2PO4-] [H3PO4] H3PO4(aq) + H2O(l) H2PO4-(aq) + H3O+(aq) = 7.2x10-3 Ka2 = [H3O+][HPO42-] [H2PO4-] H2PO4-(aq) + H2O(l) HPO42-(aq) + H3O+(aq) = 6.3x10-8 Ka3 = [H3O+][PO43-] [HPO42-] HPO42-(aq) + H2O(l) PO43-(aq) + H3O+(aq) = 4.2x10-13 Ka1 > Ka2 > Ka3

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24 Figura 17.11 L’effetto delle proprietà atomiche e molecolari sull’acidità degli idruri non metallici

25 Le forze relative degli ossiacidi
Figura 17.12 Le forze relative degli ossiacidi

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27 H2O vicina si comporta come base
Figura 17.13 Il comportamento acido dello ione idrato Al3+ H2O vicina si comporta come base La densità elettronica è attratta verso Al3+ Al(H2O)63+ Al(H2O)5OH2+ H3O+ H2O

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29 Molecole come Acidi di Lewis
Un acido è un accettore di una coppia di elettroni Una base è un donatore di una coppia di elettroni acid base adduct H2O(l) M(H2O)42+(aq) M2+ adduct

30 Lo ione Mg2+ come acido di Lewis nella molecola di clorofilla
Figura 17.14 Lo ione Mg2+ come acido di Lewis nella molecola di clorofilla