Autoprotolisi di H 2 O H 2 O H + + OH - K eq = [ H + ] [OH - ] [ H 2 O ] K w =[ H 3 O + ] [OH - ]= 10 -14 = 1,8x10 -16 [ H 2 O ]=55 M.

Presentazione sul tema: "Autoprotolisi di H 2 O H 2 O H + + OH - K eq = [ H + ] [OH - ] [ H 2 O ] K w =[ H 3 O + ] [OH - ]= 10 -14 = 1,8x10 -16 [ H 2 O ]=55 M."— Transcript della presentazione:

1 Autoprotolisi di H 2 O H 2 O H + + OH - K eq = [ H + ] [OH - ] [ H 2 O ] K w =[ H 3 O + ] [OH - ]= 10 -14 = 1,8x10 -16 [ H 2 O ]=55 M

2 Un chiarimento.. H 2 O H + + OH - 2H 2 O H 3 O + + OH - [ H + ]=[ H 3 O + ]      

3 Soluzioni acide o basiche H 2 O H + + OH - K w =[ H + ] [OH - ]= 10 -14 [ H + ] [OH - ] 10 -7 [ H + ] [OH - ] 10 -6 10 -8 [ H + ] [OH - ] 10 -5 10 -9 [ H + ] [OH - ] 10 -1 10 -13 [ H + ] [OH - ] 10 -8 10 -6 [ H + ] [OH - ] 10 -9 10 -5 [ H + ] [OH - ] 10 -13 10 -1

4 Aggiunta di acidi o basi ad H 2 O H 2 O H + + OH - K w =[ H + ] [OH - ]= 10 -14 H+H+

5 Definizione di Arrhenius Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche HCl H + + Cl - H2OH2O NaOH Na + + OH - H2OH2O Neutralizzazione di un acido con una base H + +OH - H2OH2O

6 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 dall'acido HNO 3 + H 2 O NO 3 - + H 3 O + HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + CO 2 + H 2 O HCO 3 - + H +

7 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 dall'acido NaOH + H 2 O OH - + Na + NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 +

8 Definizione di Brönsted-Lowry Acidi e basi esistono sempre in coppia. In soluzione acquosa H 2 O si puo’ comportare come acido oppure come base HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + CO 2 + H 2 O HCO 3 - + H 3 O + NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + Accetta un H + Dona un H +

9 Definizione di Brönsted-Lowry Tuttavia, la definizione di acido o base non è vincolata alla presenza del solvente

10 Esempi di reazione acido-base secondo Brönsted- Lowry HCl (gas) + H 2 O H 3 O + + Cl - H 3 O + + Cl - + NH 3 NH 4 + + Cl - + H 2 O H2OH2O HCl (gas) + NH 3(gas) NH 4 Cl - (sol) in assenza di solvente

11 ACIDI E BASI 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. Meccanismo molecolare di una reazione acido-base

12 Due concetti importanti Una reazione acido-base in soluzione è sempre un equilibrio chimico Per ogni acido è possibile definire una base coniugata e viceversa

13 Acido 1 + Base 2 Equilibrio acido-base Base 1 + Acido 2 HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Ogni reazione acido-base deve essere scritta come un equilibrio

14 Costante di dissociazione acida K a HA + H 2 O H 3 O + + A - K eq = [ H 3 O + ] [A - ] [ HA ] [ H 2 O ] K a = [ H 3 O + ] [A - ] [ HA ]

15 Costante di dissociazione acida K a 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.

16 Alcuni acidi KaKa HClO 4 >1 HBr>1 HCl>1 HNO 3 >1 HF7,1. 10 -4 HNO 2 4,5. 10 -4 CH 3 COOH1,8. 10 -5 HClO3,2. 10 -8 HCN4,0. 10 -10 NH 4 + 5,6. 10 -10 H 2 O(*)1,0. 10 -14

17 La forza di un acido La forza di un acido è determinata dalla costante di dissociazione acida K a = [ H 3 O + ] [A - ] [ HA ] Tanto maggiore sarà il valore della costante e tanto piu’ l’acido sarà propenso a dissociarsi in soluzione, liberando ioni H + HA + H 2 O H 3 O + + A -

18 La forza di un acido Quando Ka >>1 La reazione si considera completamente spostata verso destra HCl + H 2 O H 3 O + + 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 -

19 Costante di dissociazione basica K b K b = [ OH - ] [HA ] [ A - ] A - + H 2 O OH - + HA K eq = [ OH - ] [ HA ] [ A - ] [ H 2 O ]

20 Costante di dissociazione basica K b 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 -, NH 3, CN -, CO 3 2- Invece, secondo la def. di Arrehenius, solo i composti che in soluzione liberano ioni OH - sono basi Es: NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3

21 Acido 1 + Base 2 Ad ogni acido è associata una base coniugata Definizione generale di una reazione acido-base Base 1 + Acido 2 HCl + H 2 O Cl - + H 3 O +

22 Reazioni acido-base L’equilibrio acido-base del tipo Acido 1 + Base 2 Base 1 + Acido 2 E’ sempre spostato verso la coppia piu’ debole

23 Acido e base coniugata K a = [ H 3 O + ] [NH 3 ] [NH 4 + ] NH 4 + + H 2 O H 3 O + + NH 3 NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + K b = [ OH - ] [NH 4 + ] [NH 3 ] K a K b = [ H 3 O + ] [NH 3 ] [ OH - ] [NH 4 + ] [NH 4 + ] [NH 3 ] =K w = [ H 3 O + ] [ OH - ]

24 Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata HClCl - HCN CN - CH 3 COOHCH 3 COO - H 2 CO 3 HCO 3 - NH 4 + NH 3 H2OH2O OH - OH - = idrossidi ionici, es: NaOH, Ca(OH) 2, KOH

25 Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata HClCl - HCN CN - CH 3 COOHCH 3 COO - H 2 CO 3 HCO 3 - NH 4 + NH 3 H2OH2O NaOH Acido forteBase nulla Acido debole Base debole Acido debole Base debole Base forte Acido nullo

26 Ogni specie chimica (molecola neutra o ione) in soluzione acquosa reagisce, almeno in linea di principio, con H 2 O. Equilibri in soluzione Salvo i casi in cui la specie chimica sia capace di ossidare l’ossigeno o ridurre l’idrogeno di H 2 O, si tratta SEMPRE di una reazione ACIDO-BASE

27 Quindi ogni specie puo’ comportarsi o da ACIDO o da BASE. Per acidi e basi “nulle”, l’equilibrio è completamente spostato a sinistra e le proprietà acide o basiche di queste specie sono trascurabili in ogni contesto Equilibri in soluzione

28 Non è infrequente il caso di una sostanza che in H2O puo’ avere, in principio, una comportamento sia acido che basico. Quale dei due comportamenti sarà il “predominante” dipende solo dal valore delle costanti di dissociazione Ka e Kb associate agli equilibri in esame Equilibri in soluzione

29 NH 3 + H 2 ONH 2 - + H 3 O + NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - acido + base base + acido acido + base Dissociazione acida Dissociazione basica Equilibri in soluzione Altri esempi….

30 I logaritmi, questi sconosciuti log A= B 10 B = A

31 I logaritmi, questi sconosciuti log 10 7 = 7 log 1= 0 log 10 -3 = -3 1= 10 0

32 I logaritmi, questi sconosciuti log A*B= logA + logB log 3,2x10 -3 = log 3,2 -3

33 I logaritmi, questi sconosciuti log 1/A= - logA log 1/10 -7 =-(log 10 -7 )= -(-7)=7

34 I logaritmi, questi sconosciuti 1 10 1 10 2 10 3 10 4 10 5 10 -1 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5 1 1 234 5 -2-3 -4 -5 scala logaritmica scala geometrica

35 Il pH e la sua scala Kw = [H 3 O + ] [OH - ]=1x10 -14 1/Kw =1/ ( [H 3 O + ] [OH - ])=1x10 14 log(1/Kw) =log(1/ [H 3 O + ])+ log(1/ [OH - ])=14 1/Kw =(1/ [H 3 O + ])(1/ [OH - ])=1x10 14

36 Il pH e la sua scala pH = -log [H 3 O + ]pOH = -log [OH - ] pH + pOH = pK w = 14 Kw = [H 3 O + ] [OH - ]=1x10 -14 log(1/Kw) =log(1/ [H 3 O + ])+ log(1/ [OH - ])=14

37 Il pH e la sua scala [H 3 O + ]=10 -2, [OH - ]=10 -14

38 Il pH e la sua scala In soluzione acquosa, SEMPRE [H 3 O + ] x [OH - ]= 10 -14

39 Si calcoli il pH di una soluzione 0.100 M di HNO 3 HNO 3 è un acido forte con K a > 1 quindi in H 2 O si dissocia completamente: [H 3 O + ] derivante dall’acido = C HNO3 = 0.100 M pH = -log 0.100 = 1 Il pH risultante è acido di una soluzione di acido forte pH di una soluzione di acido forte

40 [H + ]=C A pH= -log(C A ) di una soluzione di acido forte pH di una soluzione di acido forte

41 [OH - ]=C B pOH= -log(C b ) di una soluzione di base forte pH di una soluzione di base forte pH= 14 - pOH

42 Si calcolino il pH ed il pOH di una soluzione acquosa 1.00 x 10 -4 M di HClO 4 HClO 4 è un acido forte con K a > 1 quindi in H 2 O si dissocia completamente: [H 3 O + ] derivante dall’acido = C HClO 4 = 1.00 x 10 -4 M pH = -log 1.00 x 10 -4 = 4 poiché [H 3 O + ] [OH - ] = 1.0 x 10 -14 M risulta che: [OH - ] = 1.0 x 10 -14 /1.0 x 10 -4 = 1.0 x 10 -10 M pOH = 10.0 Si noti che pH + pOH = pK w = 14

43 Nel problema non si è tenuto conto del contributo degli ioni H 3 O + derivanti dalla dissociazione dell’H 2 O Si verifica a posteriori che l’approssimazione fatta sia lecita: dato che la [OH - ] = 10 -10 M deriva dalla dissociazione delle molecole di H 2 O, la [H 3 O + ] derivante dalla medesima dissociazione sarà uguale, cioè pari a 10 -10 M Questa concentrazione è trascurabile rispetto alla concentrazione di [H 3 O + ] derivante dall’acido (10 -4 M)

44 Si calcoli il pH di una soluzione 1.00 x 10 -7 M di HClO 4 HClO 4 è un acido forte con K a > 1 quindi in H 2 O si dissocia completamente: C H3O + derivante dall’acido = C HClO 4 = 1.00 x 10 -7 M tale concentrazione è paragonabile alla dissociazione delle molecole di H 2 O che quindi contribuirà al pH della soluzione: [H 3 O + ] = 1.00 x 10 -7 + x dove x è la concentrazione di H 3 O +, e quindi anche di OH -, derivante dalla dissociazione del solvente

45 quindi: K w = (1.00 x 10 -7 + x) x = 1.0 x 10 -14 x = 0.62 x 10 -7 M la concentrazione totale di [H 3 O + ] = 1.62 x 10 -7 M pH = 6.79 Si noti che il pH è acido come atteso

46 Solo quando gli ioni H 3 O + derivanti da un acido sono in concentrazione < 10 - 6 M occorre tenere conto del contributo della dissociazione dell’acqua al pH