Equilibri ionici in soluzione acquosa

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

1 Equilibri ionici in soluzione acquosa
Lic. classico”D.A. Azuni” - Sassari Equilibri ionici in soluzione acquosa Acidi e basi Prof. Paolo Abis

2 Le proprietà dell’acqua
La molecola dell’acqua è polare In un legame covalente polare la condivisione degli elettroni tra gli atomi è asimmetrica e crea una molecola polare (dotata cioè di poli con cariche parziali opposte). la molecola dell’acqua

3 L’acqua è il solvente più diffuso ed importante in natura
L’acqua è il solvente più diffuso ed importante in natura I soluti polari o ionici si sciolgono quando le molecole d’acqua li circondano, formando soluzioni acquose. + – Na+ Cl– Ioni in soluzione Cristallo di sale

4 IONIC COMPOUNDS Many reactions involve ionic compounds, especially reactions in water — aqueous solutions. K+(aq) + MnO4-(aq) KMnO4 in water To play the movies and simulations included, view the presentation in Slide Show Mode.

5 Dissociazione elettrolitica
Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni Il fenomeno è dovuto al legame ione – dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni NaCl ⇋ Na+ + Cl- Cl− Na+ Cl− Na+ δ– δ+ Cl− H+ HCl ⇋ H+ + Cl-

6 Soluzioni Elettrolitiche
Le sostanze che in acqua producono ioni si vengono dette elettroliti La dissociazione da cui si originano si dice dissociazione elettrolitica Le soluzioni che così si formano sono dette soluzioni elettrolitiche Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente Acidi forti: HCl, HBr, HNO3, HClO4, H2SO4 Elettrolita debole = specie chimica che in soluzione si dissocia parzialmente Acidi deboli: H2CO3, H2SO3, H3PO4, H3PO3, H2S, HF,

7 ACIDI E BASI Gli acidi sono conosciuti ed utilizzati da molti secoli
Il più antico, ed il primo per cui è stato utilizzato il termine di origine latina “acidus” (aspro), sembra essere l’acido acetico contenuto nell’aceto. Gli acidi hanno: sapore aspro, reagiscono coi metalli, producendo idrogeno col calcare, producendo CO2

8 ACIDI E BASI Anche le basi, un tempo dette alcali, sono conosciute fin dall’antichità Le basi hanno sapore amaro, sono untuose al tatto, reagiscono con gli acidi neutralizzandoli

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10 Teorie Acido-base Teoria di Arrhenius Teoria di Brønsted e Lowry Definizione di Lewis

11 Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927
La teoria di Arrhenius La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine ‘800 premio Nobel Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Tutti gli acidi liberano in acqua ioni H+, tutte le basi liberano in acqua ioni OH- HX → H X− MOH → M OH−

12 Insufficienza della definizione di Arrhenius:
Gli acidi e le basi esistevano solo in acqua Le uniche basi erano gli idrossidi Molte basi, come per esempio NH3, non possono formare OH-(aq) per semplice dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere di tipo diverso.

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14 La teoria di Brønsted e Lowry 1923
Le reazioni acido-base sono considerate come reazioni di trasferimento protonico. Un acido è una specie che dona un protone H+ Una base è una specie che accetta un protone H+ Secondo questa teoria la ionizzazione di HCl in acqua è vista come il trasferimento di un protone da HCl ad H2O: HCl H2O  H3O Cl- acido base

15 La teoria di Brønsted e Lowry
La teoria di Brønsted e Lowry è più generale della teoria di Arrhenius. Acidi e basi non sono più vincolati al mezzo acquoso Un acido può esistere solo in presenza di una base e viceversa Lo ione H+ non può esistere isolato, perché troppo reattivo, ma può solo passare da un acido ad una base durante una reazione chimica Alcune sostanze possono agire da acido o da base a seconda della specie con cui reagiscono

16 “coppie acido-base coniugate”
acido nitroso ione nitrito ione idrossonio HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq) acido 1 base 1 acido 2 base 2 1a coppia 2a coppia Le specie coniugate differiscono per un protone (H+)

17 “coppie acido-base coniugate”
ammoniaca ione ammonio ione ossidrile NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) base 1 acido 2 acido 1 base 2 1a coppia 2a coppia Le specie coniugate differiscono per un protone (H+)

18 Ammoniaca, NH3

19 Carenze della teoria di Brønsted e Lowry
Vi sono alcune sostanze che portano ad una variazione del pH di una soluzione: senza accettare o donare protoni. Serve un modello più generale di cui gli altri modelli sono dei casi speciali.

20 Definizione di Lewis Acido = accettore di una coppia di elettroni
Base = donatore di una coppia di elettroni

21 E’ definito acido di Lewis un accettore di una coppia di elettroni.
Lewis Acids E’ definito acido di Lewis un accettore di una coppia di elettroni.

22 E’ definita base di Lewis un donatore di una coppia di elettroni.
Lewis Acids E’ definita base di Lewis un donatore di una coppia di elettroni.

23 Lewis Bases Qualsiasi composto che può essere una base di Brønsted–Lowry è anche una base di Lewis. Anche reazioni senza trasferimento protonico possono essere classificate come reazioni acido-base secondo Lewis

24 Equilibri ionici in soluzione acquosa
Equilibri ionici in soluzione acquosa il pH

25 Dissociazione ionica dell’acqua
La conducibilità elettrica dell’acqua è stata spiegata con la presenza di ioni positivi H+ e negativi OH- Alcune molecole di acqua hanno subito una dissociazione ionica La concentrazione degli ioni positivi e negativi è la stessa H O H O H O H O + H

26 - + Dissociazione ionica dell’acqua + ione idronio Ione ossidrile H3O+
L’atomo di idrogeno lascia l’elettrone e, come ione H+, si lega all’ossigeno dell’altra molecola di acqua Un atomo di idrogeno di una molecola di acqua si lega all’atomo di ossigeno di una diversa molecola legame idrogeno legame dativo - + H O H O H O + e- H ione idronio Ione ossidrile H3O+ OH-

27 Kw = [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]
Dissociazione ionica dell’acqua L’equilibrio di autoionizzazione dell'acqua è rappresentato dalla seguente equazione: H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH- L'equazione che definisce il prodotto ionico dell'acqua, rappresentato dal simbolo Kw è: Kw = [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]

28 Dissociazione dell’acqua
A 25oC [H+] = [OH-] = 1,0  10-7 mol l-1 quindi: Kw = 1,0  (a 25 °C) In una qualsiasi soluzione acquosa: il prodotto di [H+] e [OH-] è sempre uguale a Kw, nonostante le due concentrazioni possano non essere uguali fra loro; sono sempre presenti entrambi gli ioni H3O+ e OH-, indipendentemente dalla presenza di altri soluti.

29 Dissociazione dell’acqua
L’acqua come debolissimo elettrolita ha il seguente equilibrio di dissociazione: o, nella forma teorica: Per cui la costante dell’equilibrio sarà: 2 H2O ⇄ H3O+ + OH- H2O ⇄ H+ + OH-

30 Dissociazione dell’acqua
Essendo la concentrazione dell’acqua una costante, sarà La kW prende il nome di : COSTANTE DI DISSOCIAZIONE O DI IONIZZAZIONE DELL’ACQUA anche PRODOTTO IONICO

31 Dissociazione dell’acqua
Poiché Si può affermare che [H3O+] = 1•10−7M ma 1•10−7 M = M

32 Dissociazione dell’acqua
Per cui possiamo dire che: [H+]=10-3 è certamente una soluzione acida [H+]=10-8 è certamente una soluzione basica Quindi valori numerici dell’esponente minori di 7 esprimono soluzioni acide, maggiori di 7 esprimono soluzioni basiche In questo modo, una volta che sia nota la concentrazione di ioni H+ di una soluzione è sempre possibile calcolare immediatamente quella di ioni OH-. Ne deriva che tanto il grado di acidità che di basicità di una soluzione acquosa si può misurare come funzione della sola concentrazione di ioni H+.

33 Dissociazione dell’acqua

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35 Il pH Per maneggiare meglio numeri così piccoli si è deciso di usare una misura detta : pH pH = - log [H3O+] logaritmo in base 10 !

36 pH Dato che per definizione:
Logaritmo di un numero è la potenza alla quale deve elevarsi il numero 10 (base dei logaritmi) per ottenere il quel numero Si definisce il pH il logaritmo dell’inverso della concentrazione degli ioni idrogeno O, il che è lo stesso, il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione degli ioni H+

37 Più piccolo il pH più grande l’acidità,
Scala del pH Valori di pH per diversi campioni: Acido: pH da 1 a 6 Neutro: pH = 7 Basico: pH da 8 a 14 Più piccolo il pH più grande l’acidità, ossia [H3O+]

38 Scala del pH

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40 Indicatori Il pH si misura attraverso sostanze dette indicatori, che cambiano di colore a seconda dell’acidità o basicità della soluzione con cui entrano in contatto Esistono vari indicatori ognuno dei quali è utilizzato per misurare uno specifico valore di pH, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di colore pHmetro Indicatore universale tornasole Esistono inoltre apparecchi elettronici con sonda ad immersione detti pHmetri

41 Scala del pH Scala del pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Acqua Soluzione basica Schiuma detergente per forni Soluzione acida Soluzione neutra Scala del pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Succo di limone, succhi gastrici Succo di pompelmo Succo di pomodoro Urina Acqua pura Sangue umano Acqua di mare Bicarbonato Ammoniaca per uso domestico ACIDITÀ in aumento NEUTRALITÀ [H+]=[OH–] H+ OH– BASICITÀ in aumento 14 13 Candeggina

42 Valori di concentrazioni normali
CONCENTRAZIONE N H+ OH- pH pOH AMBIENTE HCl 1 10-14 14 0,1 10-1 10-13 13 0,01 10-2 10-12 2 12 0,001 10-3 10-11 3 11 0,0001 10-4 10-10 4 10 0,00001 10-5 10-9 5 9 0,000001 10-6 10-8 6 8 0, 10-7 7 NEUTRALITÀ NaCl ACIDITÀ BASICITÀ