Equilibri in soluzione

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

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. base acido acido base NH3 +H2ONH4+ + OH- L’ammoniacaacquista un protone dall’acqua, trasformandosi nell’acido coniugatoione ammonio. L’acquacede un protone all’ammoniaca, trasformandosi nella base coniugataOH-.

9. NH3 + H2O NH4+ + OH- acido coniugato base coniugata base acido 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. 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. Equilibridi 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 Acido1 + base2 ⇄ base1 + 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

15. Auto-ionizzazione dell’H2O H2O + H2O H3O+ + OH- L’acqua è anfiprotica: può agire da acido e da base L’acqua ionizza se stessa: Autoionizzazione = 1.8 • 10-16 (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-] = 10 -14 Prodotto ionico dell’acqua

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

17. H+EXTRA H2O H+ + OH- Kw = [H+][OH-] = 10 -14 [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-]. 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 acquosa tra le concentrazioni molari di H+ e OH-

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

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

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

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 10-5 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 10-5 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