Equilibrio in fase liquida

Presentazione sul tema: "Equilibrio in fase liquida"— Transcript della presentazione:

1 Equilibrio in fase liquida
ACIDI E BASI

2 Definizione di Arrhenius
Le sostanze che contengono idrogeno e si dissociano in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che contengono gruppo OH e si dissociano in acqua danno ioni idrossido sono basiche H2O HCl H+ + Cl- H2O NaOH Na+ + OH- Neutralizzazione di un acido con una base H+ +OH- H2O

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4 Ma questa teoria limita l’esistenza di acidi e basi alla presenza di acqua
limita il numero delle sostanze che si comportano da acidi o da basi a quelle che possiedono atomi di idrogeno o gruppi OH.

5 Definizione di Brönsted-Lowry
Un ACIDO è una qualunque sostanza che è capace di donare uno ione idrogeno (protone) ad un altra sostanza in una reazione chimica. Una BASE è una sostanza che accetta lo ione idrogeno (protone) dall'acido. Tale definizione non è legata al tipo di solvente e neppure alla presenza stessa di un solvente, va bene anche per reazioni in fase gassosa, devono però sempre esistere protoni da scambiare HCl + H2O Cl- + H3O+ HNO3 + H2O NO3- + H3O+ NH3 + H2O OH- + NH4+

6 Definizione di Brönsted-Lowry
La definizione di acido o base non è vincolata alla presenza del solvente HCl(gas) + NH3(gas) NH4Cl(solido) in assenza di solvente

7 Definizione di Brönsted-Lowry
Acidi e basi esistono sempre in coppia, ossia un acido agisce come tale solo se è in presenza di una base e viceversa. In soluzione acquosa H2O si puo’ comportare come acido oppure come base HCl + H2O Cl- + H3O+ Accetta un H+ NH3 + H2O OH- + NH4+ Dona un H+

8 Meccanismo molecolare di una reazione acido-base
Rottura del legame covalente fra H e un non metallo con formazione di uno ione H+ che si lega alla base attraverso una coppia di non legame della base stessa.

9 Concetti importanti Una reazione acido-base in soluzione è sempre un equilibrio chimico Un acido agisce come tale solo se è in presenza di una base e viceversa Dalla reazione fra un acido e una base si formano due specie che hanno proprietà l’una di una base e l’altra di un acido, quindi per ogni acido è possibile definire una base coniugata e viceversa

10 Equilibrio acido-base
Ogni reazione acido-base deve essere scritta come un equilibrio Base 1 + Acido 2 Acido 1 + Base 2 Es. HCl H2O Cl H3O+ Base coniugata di HCl Acido coniugato di H2O Quindi le coppie Acido 1/Base 1 e Base 2/Acido 2 sono dette coppie coniugate acido-base

11 Un acido forte si deprotona completamente
Un acido debole si deprotona solo parzialmente Analogamente: Un base forte è completamente protonata Una base debole è protonata solo in parte La forza di acido o base dipende quindi dal solvente usato

12 Alcune sostanze pure danno reazioni di trasferimento del protone da una molecola all’altra: Autoprotolisi di H2O H2O + H2O H3O+ + OH- a 25°C Kw = [ H3O+ ] [OH- ]= 1,0 x 10-14 [H3O+] [OH- ] Se [ H2O ]= 1 = Kw Keq = [ H2O ] Altri es. 2CH3COOH CH3COO- + CH3COOH2+ 2NH3  NH4+ + NH2- 2H2SO4  HSO4- + H3SO4+

13 1 x 10-14 1,8 x 10-16 In soluzioni diluite [ H2O ] è costante.
[ H2O ]= 1 M perchè la conc. dell’acqua pura è: 1000 g/18,02 g mol-1 = 55,5 M ma dividendo per la conc. dello stato standard del solvente che si considera = 55,5 M, per conc. del soluto diluite, si ottiene [ H2O ]= 1 M. 55,5 se stato standard preso uguale e 1 M 1,8 x 10-16 1 x 10-14 1 se stato standard preso uguale e 55,5 M Keq = Kw

14 [ ] Un chiarimento.. O + H H H H2O H+ + OH- [ H+ ]= [ H3O+ ]
2H2O H3O+ + OH- H H In realtà H3O+ non è la sola specie che si ottiene per protonazione dell’acqua, ma si formano altre specie come H9O4+, H11O5+ H

15 Soluzioni acide o basiche
Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14 H2O H+ + OH- [ H+ ] [OH- ] 10-7 10-7

16 Soluzioni acide o basiche
Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14 H2O H+ + OH- [ H+ ] [OH- ] 10-7 10-7 [ H+ ] [OH- ] 10-6 10-8 [ H+ ] [OH- ] 10-5 10-9 [ H+ ] [OH- ] 10-1 10-13

17 Soluzioni acide o basiche
Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14 H2O H+ + OH- [ H+ ] [OH- ] 10-13 10-1 [ H+ ] [OH- ] 10-9 10-5 [ H+ ] [OH- ] 10-8 10-6 [ H+ ] [OH- ] 10-7 10-7 [ H+ ] [OH- ] 10-6 10-8 [ H+ ] [OH- ] 10-5 10-9 [ H+ ] [OH- ] 10-1 10-13

18 Costante di dissociazione acida Ka
HA + H2O H3O+ + A- Keq = [ H3O+ ] [A- ] [ HA ] [ H2O ] [ H2O ]= 1 Ka = [ H3O+ ] [A- ] [ HA ]

19 Costante di dissociazione acida Ka
La costante di dissociazione acida, Ka, è la misura della forza di un acido, ovvero di quanto una reazione di dissociazione acida sia spostata verso destra.

20 La forza di un acido La forza di un acido è determinata dalla costante di dissociazione acida Ka = [ H3O+ ] [A- ] [ HA ] Tanto maggiore sarà il valore della costante e tanto piu’ l’acido sarà propenso a dissociarsi in soluzione, liberando ioni H3O+ HA + H2O H3O+ + A-

21 La forza di un acido Quando Ka >>1
La reazione si considera completamente spostata verso destra HCl + H2O H3O+ + Cl- Ovvero la dissociazione è quantitativa Esempio: se ho una soluzione acquosa dove la concentrazione iniziale di HCl= 10-2 M, [H+]= 10-2 M Tutto l’acido si dissocia in H+ e Cl-

22 Alcuni acidi H3O+(*) HF 7,1.10-4 HNO2 4,5.10-4 CH3COOH 1,8.10-5 HClO
Ka HClO4 >1 HBr HCl HNO3 H3O+(*) 1,0 oppure 55,5 HF 7,1.10-4 HNO2 4,5.10-4 CH3COOH 1,8.10-5 HClO 3,2.10-8 HCN 4, NH4+ 5, H2O(*) 1, oppure 1,

23 Acidi binari L’ordine della forza acida è inverso all’ordine della forza di legame: H2O << H2S < H2Se < H2Te Forza acida HF << HCl < HBr < HI Forza acida L'acido più debole, HF, ha il legame H-X tra i più forti, mentre il più forte, HI, la più debole energia di legame. L’energia di legame scende lungo il gruppo perchè scendendo lungo un gruppo aumenta il raggio del non metallo e quindi la distanza tra protoni del nucleo e gli elettroni di legame. Lungo il periodo, il fattore importante per la forza degli acidi è l'elettronegatività, ossia la polarità del legame H-X; più gli elettroni di legame sono attratti verso il nucleo X più il legame H-X sarà labile, considerando H2O e HF , il fluoro ha una elettronegatività maggiore ed è difatti un acido più forte dell'acqua. NH3 è una base. HF HCl HBr HI H-X, forza legame 565 432 366 299

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25 Forza degli acidi ternari
La forza acida della maggior parte degli acidi ternari contenenti lo stesso elemento centrale aumenta all’aumentare del numero di ossidazione dell’atomo centrale ossia questo si verifica all’aumentare del numero di atomi di O. HNO2 < HNO3 H2SO3 < H2SO4 HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 Aumenta la polarità del legame OH e quindi aumenta l’acidità

26 Acidi ternari Per la maggior parte degli acidi ternari contenenti elementi diversi nello stesso stato di ossidazione ed appartenenti allo stesso gruppo la forza acida aumenta all’aumentare dell’elettronegatività dell’atomo centrale. H2SeO4 < H2SO4 H2SeO3 < H2SO3 HBrO4 < HClO4 HBrO3 < HClO3 Aumenta la polarità del legame OH e quindi aumenta l’acidità

27 Costante di dissociazione basica Kb
A- + H2O OH- + HA [ OH- ] [ HA ] Keq = [ A - ] [ H2O ] [ H2O ]= 1 Kb = [ OH- ] [HA ] [ A- ]

28 Costante di dissociazione basica Kb
Attenzione! La base non è solo un composto che ha a disposizione degli ioni OH- Una base (secondo Broensted-Lowry) è qualsiasi sostanza che puo’ accettare uno ione H+ Es: Cl-, NH3, CN-, CO32- Invece, secondo la def. di Arrhenius, solo i composti che contengono ioni OH- sono basi Es: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3

29 Acido e base coniugata NH4+ + H2O H3O+ + NH3 NH3 + H2O OH- + NH4+ Ka =
Kb = [ OH- ] [NH4+] [NH3] Ka Kb = [ H3O+ ] [NH3] [ OH- ] [NH4+] [NH4+ ] [NH3] =Kw= [ H3O+ ] [ OH- ] Tanto più un acido è debole, tanto meno è debole la sua base coniugata

30 Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata HCl Cl- CH3COOH CH3COO- H2CO3 HCO3- HCN CN- NH3 NH4+ OH- = idrossidi ionici, es: NaOH, Ca(OH)2, KOH OH- H2O

31 Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata Acido forte HCl Cl- Base nulla Acido debole CH3COOH CH3COO- Base debole Base debole Acido debole H2CO3 HCO3- HCN Base debole Acido debole CN- NH3 Base debole NH4+ Acido debole NaOH Base forte H2O Acido nullo

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34 Ka = 1.8 x 10-16 oppure 1 = 1.00x a 25°C Ka = 1.0 x 10-14

35 La Kb: costante di dissociazione basica della H2O (in generico solvente protico) si scrive come:
H2O + S H3O+ + S Kb = [H3O+] [S-]/ [H2O] in solvente acqua (S= H2O): Kb = [H3O+] [OH-]/ [H2O] = 1.00x10-14/55.5  a 25°C Kb = 1.8 x 10-16 oppure Kb = [H3O+] [OH-]/ [H2O] = 1.00x10-14/1 a 25°C Kb = 1.0 x 10-14

36 Equilibrio acido-base in solvente acquoso
A H3O+ 1. HA H2O Base coniugata di HA Acido coniugato di H2O 2. BH OH- B H2O Acido coniugato di B Base coniugata di H2O 3. HA B A BH+ Base coniugato di HA Acido coniugato di B

37 Reazione acido-base Per come Ka e Kb sono state definite, i loro valori indicano da che parte è spostato l’equilibrio della reazione con H2O, ma servono anche a trovare la costante di equilibrio di una qualunque reazione acido-base. Per esempio: se acido e base hanno Ka e Kb > 1, la reazione fra loro equivale a : H3O+ + OH H2O con Keq = Kw-1 = 1 x 1014 Se acido debole reagisce con base forte oppure base debole con acido forte: HA + OH A- + H2O con Keq = Kb-1 A- + H3O HA + H2O con Keq = Ka-1

38 Se la reazione è tra acido e base deboli, es:
CH3COOH + NH CH3COO- + NH4+ Keq = [NH4+] [CH3COO-]/ [CH3COOH] [NH3] = ([NH4+] [OH-]/ [NH3]) ([CH3COO-]/ [CH3COOH] [OH-]) = Kb(NH3) Kb(CH3COO-)-1 = 1.8 x 10-5/ 5.6 x =3.2 x 104 acido base Altro esempio: H2SO3 non esiste in soluzione ma esiste: acido base H2S + HSO HS- + H2SO3 H2SO SO2 +H2O Keq= [HS-][H2SO3]/ [H2S] [HSO3-] = ([H2SO3] [OH-]/ [HSO3-]) ([HS-]/ [H2S] [OH-]) Keq = Kb(HSO3-) x Kb(HS-)-1 = 5.9 x 10-13/ 10-7 = 5.9 x 10-6

39 Da questi esempi deriva che:
Un acido reagisce quantitativamente con qualunque base che sia più forte (Kb più grande) della base coniugata dell’acido. Es. Kb(NH3) > Kb(CH3COO-)- Maggiore è la differenza tra le due Kb tanto più la reazione è spostata a destra. Se le due Kb sono comparabili all’eq. ci sono quantità paragonabili dei reagenti e dei prodotti, altrimenti la reazione è sfavorita: Es. Kb(HSO3-) < Kb(HS-) In maniera analoga si conclude che una base reagisce con qualunque acido che sia più forte dell’acido coniugato della base.