Equilibri in soluzione

Presentazione sul tema: "Equilibri in soluzione"— Transcript della presentazione:

1 Equilibri in soluzione
Teorie acido-base Auto-ionizzazione dell’acqua Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H) Concentrazione H+ e pH Verificare se sono troppe (25!)

2 Equilibri di scambi di protoni
X-H ⇄ X- + H+ X-OH ⇄ X+ + OH- X-O-H ⇄ X-O- + H+ X-O-H ⇄ X+ + OH- Caso speciale: H-O-H ⇄ H+ + OH- Equilibrio aA + bB ⇄ cC + dD

3 Acidi Hanno sapore acido Corrodono i metalli
Producono ioni H+ (come H3O+) nell’acqua Producono anche uno ione negativo (-) Reagiscono con le basi per formare sali e acqua

4 Basi Hanno sapore amaro, gessoso Sono elettroliti
Al tatto sono saponosi e viscidi Producono ioni OH- nell’acqua Reagiscono con gli acidi a dare sali e acqua

5 Definizioni di acido e base
ARRHENIUS Acido: sostanza che in soluzione acquosa rilascia H+ HNO3  H+ + NO3- Base: sostanza che in soluzione acquosa rilascia OH- KOH  K+ + OH- BRONSTED-LOWRY Acido: sostanza che in soluzione acquosa rilascia H+ HNO3  H+ + NO3- Base: sostanza che in soluzione acquosa accetta H+ OH- + H+  H2O NH3 + H+  NH4+

6 Definizioni di acido e base
La definizione più estensiva di acido e base è data da Lewis LEWIS Acido: sostanza (elettrofila) che tende ad accettare doppietti elettronici Base: sostanza(nucleofila) tende a cedere doppietti elettronici A B:  B:A Acido Base Addotto (o complesso) OH- + H+  H2O NH3 + H+  NH4+ BF3 + :NH3  BF3:NH3

7 Broensted- Lowry: acidi e basi coniugate
AH + B ⇄ A- + HB AH cede un protone e diventa A-  ACIDO B accetta un protone e diventa BH  BASE Se AH è donatore di H+, A- è accettore Se B è accettore di protoni, BH è donatore Acido (AH)  base coniugata (A-) Base (B)  acido coniugato (BH)

8 NH3 + H2O NH4+ + OH- L’ammoniaca acquista un protone dall’acqua,
trasformandosi nell’acido coniugato ione ammonio. L’acqua cede un protone all’ammoniaca, trasformandosi nella base coniugata OH-.

9 NH3 + H2O NH OH- Nella reazione inversa, OH- riceve un protone dallo ione ammonio. In questa reazione lo ione ammonio si comporta quindi da acido e lo ione OH- si comporta da base.

10 Acido + Base formano un legame covalente
Acidi e basi di Lewis Acido: accettore di un doppietto di elettroni Base: donatore di un doppietto di elettroni A + :B = A-B (complesso) Acido + Base formano un legame covalente

11 Equilibri di Broensted
Le soluzioni di acidi e basi coniugati vanno velocemente all’equilibrio Acidi e basi scambiano protoni con l’acqua e ne modificano le caratteristiche AH(aq) + H2O ⇄ A-(aq) + H3O+ H2O + B(aq) ⇄ OH-(aq) + BH Acido base2 ⇄ base acido2

12 Equilibri delle soluzioni di acidi e basi
L’equilibrio per un acido Per una base

13 Ioni come acidi o basi Se acido acetico è acido,
lo ione acetato è una base Se ammoniaca è una base, lo ione ammonio è un acido Quindi: Gli anioni possono essere basi I cationi possono essere acidi Verificare Anioni (Giorgio)

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15 Auto-ionizzazione dell’H2O
L’acqua è anfiprotica: può agire da acido e da base L’acqua ionizza se stessa: Autoionizzazione H2O + H2O H3O+ + OH- = 1.8 • (a 25 °C) dato che la kc è molto piccola possiamo assumere costante la [H2O] = 1000/18 = 55.5 moli/litro Kc • [H2O]2 = Kw = [H3O+][OH-] = Prodotto ionico dell’acqua

16 2 H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+] · [OH-] = 1·10-14 [H3O+] = [OH-] = 1·10-7
Kc = [H3O+] · [OH-] [H2O]2 Kw = [H3O+] · [OH-] = 1·10-14 [H3O+]2 = 1.0 x 10-14 [H3O+] = [OH-] = 1·10-7 a 25°C

17 Kw = [H+][OH-] = [H+] = [OH-] = 10 -7 quando in una soluzione acquosa [H+] = [OH-]  la soluzione è detta neutra Se aumentiamo la [H+], aggiungendolo dall’esterno, in base alla legge di azione di massa l’equilibrio si sposterà verso sinistra (in direzione dei reagenti). Ma dovendo comunque la KW rimanere costante risulterà al nuovo equilibrio: [H+] > [OH-]. H2O H+ + OH- H+EXTRA esempio Equilibrio iniziale Kw = [H+][OH-] = 10-7 • 10-7 = 10-14 Nuovo equilibrio Kw = [H+][OH-] = 10-5 • 10-9 = 10-14 Si applica, naturalmente, lo stesso principio se si riduce la [H+] o si aumenta o riduce la [OH-]

18 Relazione in soluzione
[H+] mol/L [OH-] mol/L 1 100 10-14 0.1 10-1 10-13 0.01 10-2 10-12 0.001 10-3 10-11 0.0001 10-4 10-10 10-5 10-9 10-6 10-8 10-7 Relazione in soluzione acquosa tra le concentrazioni molari di H+ e OH-

19 Kc = Ka (= Kc ·[H2O]) = Ka = HNO2 + H2O H3O+ + NO2- [H3O+] · [NO2-]
= 4.5 · 10-4 Ka = [H3O+] · [NO2-] [HNO2] pKa = 3.35

20 Kc = Kb (= Kc ·[H2O]) = NH3 + H2O NH4+ + OH- [NH4+] · [OH-]
Kb = 1,8 x 10-5 pKa = 4,75

21 Forza di acidi e basi CH3COOH HCl Mg ddH2O CH3COOH HCl

22 Acidi e basi forti Se la Ka di un acido è molto alta, esso è tutto dissociato: Acido forte (Es. HCl) Se la Kb di una base è molto alta, essa è tutta dissociata: Base forte (Es. NaOH) Le forme coniugate sono deboli!!!

23 ACIDI FORTI

24 BASI FORTI

25 Acidi deboli Se un acido ha una Ka <<1 esso è poco dissociato: acido debole. (Es acido acetico: Ka = 1.8 x M) La maggior parte del reagente è nella forma indissociata : CH3COOH, e solo una piccola frazione è dissociata: CH3COO- Comportamento comune a tutti gli acidi organici carbossilici, e ioni ammonio

26 Acidi deboli ACIDI DEBOLI

27 Basi deboli L’ammoniaca ha Kb = 1.8 x M, quindi in soluzione è quasi tutta nella forma NH3, e solo una piccola frazione è come NH4+ E’ una base debole, come tutte la ammine ed anioni degli acidi carbossilici

28 BASI DEBOLI

29 Forza di acidi e basi in Acqua
In soluzione acquosa la forza della coppia acido/base viene misurata in rapporto alla forza della coppia H3O+/H2O AH + H2O A- + H3O+

30 La forza di acidi e basi in acqua
Un composto AH che è un donatore di protoni più forte di H3O+ può cedere H+ ad H2O, ed è un acido forte Se come donatore di protoni ha una forza < H3O+ ma > H2O è un acido debole Se la sua forza è < H2O è una base

31 Acidi in acqua AH + H2O ⇄ A- + H3O+ acido1 ⇄ acido 2 Se AH:
non è donatore di protoni, non è acido è un donatore meno forte di H3O+ , è un acido debole è un donatore più forte di H3O+ , è un acido forte

32 Basi in acqua AH + H2O ⇄ AH2+ + OH – Base1 ⇄ base 2 Se AH:
non è accettore di protoni, non è una base è un accettore meno forte di OH–, è una base debole è un accettore più forte di OH–, è una base forte