Equilibri acido-base (seconda parte)

1. Equilibri acido-base (seconda parte)

2. Forza relativa di acidi e basi Ka>>1 Questa reazione si può considerare anche in funzione della forza relativa tra HCl e H3O+. HCl perde più facilmente H+ rispetto ad H3O+ e quindi è un acido più forte di H3O+ (infatti l’equilibrio è molto spostato verso destra) Ka<<1 In questo caso solo 1% delle molecole di CH3COOH sono ionizzate. Questo vuol dire che H3O+ è un acido più forte di CH3COOH (infatti l’equilibrio è spostato a sinistra). Ciò vuol anche dire che CH3COO- è base più forte di H2O.

3. Forza relativa di acidi e basi base più forte

4. Forza relativa di acidi e basi acidi forti

5. Effetto livellante del solvente Ka>>1 acido forte Ka<<1 acido debole HX + Solv SolvH+ + X- Gli acidi forti in H2O sono tutti ionizzati al 100%. Questo perché sono tutti acidi più forti di H3O+. E’ quindi impossibile misurare la loro forza acida relativa utilizzando H2O come solvente. Se usiamo un solvente meno basico di H2O (es. un acido debole come acido acetico) si può notare una differenza. Per Solv=acido acetico si osserva che gli acidi forti HClO4, HNO3 e HCl non sono completamente dissociati, ma alcuni sono più dissociati di altri. Ovvero la loro forza acida varia: HClO4 > HNO3 > HCl Effetto livellante dell’acqua sugli acidi forti: tutti gli acidi forti sono completamente dissociati in H2O e quindi la loro forza sembra essere la stessa

6. Forza degli acidi e struttura molecolare legame, più facile è rimuovere il protone

7. Forza degli acidi e struttura molecolare Effetto della forza del legame H-X: Forza degli acidi alogenidrici HX (VII gruppo) è: L’elettronegatività di X diminuisce lungo il gruppo e quindi la polarità del legame è più alta per HF e più bassa per HI. Nonostante questo le dimensioni di X aumentano lungo il gruppo (e quindi il legame si indebolisce) ed è questo secondo fattore a prevalere, facendo aumentare la forza acida da HF ad HI Effetto della polarità del legame H-X: Forza acida dei composti HnX lungo il 2 periodo: All’aumentare dell’elettronegatività di X andando da sinistra a destra lungo il periodo la forza acida aumenta

8. Forza degli acidi e struttura molecolare La struttura degli ossiacidi è del tipo: X-O-H In cui l’atomo X è spesso legato ad altri atomi di ossigeno o gruppi OH (es. HClO4 oH2SO4). In questo caso è solo la polarità del legame O-H che determina l’acidità e questa aumenta con l’elettronegatività dell’atomo X 1. A parità di formula di struttura la forza acida aumenta all’aumentare dell’elettronegatività dell’elemento non metallico X Esempio: gli acidi HXO (ipo “radice alogeno”-oso)

9. Forza degli acidi e struttura molecolare 2. Per gli ossiacidi di uno stesso elemento X la forza acida aumenta con il numero m di atomi di O legati esclusivamente a questo. Ovvero l’acidità aumenta all’aumentare del numero di ossidazione di X Esempio: gli acidi HOClOm del cloro: Esempio: gli ossoacidi di N:

10. Forza degli acidi e struttura molecolare Esempio: gli ossoacidi di S:

11. Struttura e forza acida degli ossiacidi: schema riassuntivo

12. Identificazione dei centri acidi in molecole complesse

13. Forza degli acidi poliprotici

14. Idrolisi di sali Cosa succede al pH quando sciogliamo un SALE in acqua? Osservazione sperimentale: quindi alcuni sali hanno carattere acido o basico

15. Idrolisi di sali I cationi e gli anioni dei sali sono acidi e basi tanto più forti quanto più deboli sono le basi e gli acidi ad essi coniugati. In acqua daranno le relative reazioni di dissociazione: Seguite dalle reazioni di idrolisi (reazioni acido-base con H2O) dei cationi ed anioni generati

16. Idrolisi di sali pH di soluzioni acquose di sali derivanti daacido forte+base forte idrolisi dello ione Na+ praticamente  ! idrolisi dello ione Cl- praticamente  ! Soluzioni di sali derivanti da acidi e basi FORTI sono neutre

17. Idrolisi di sali F- pH di soluzioni acquose di sali derivanti dabase forte+acido debole Già visto prima: Na+ non dà reazione di idrolisi acida idrolisi basica dello ione F- Soluzioni di sali derivanti da basi FORTI e acidi DEBOLI sono basiche

18. Idrolisi di sali pH di soluzioni acquose di sali derivanti dabase debole+acido forte Già visto prima: Cl- non dà reazione di idrolisi basica idrolisi acida dello ione NH4+ Soluzioni di sali derivanti da basi DEBOLI e acidi FORTI sono acide

19. Idrolisi di sali pH di soluzioni acquose di sali derivanti dabase debole+acido debole Si ha competizione tra un acido debole e una base (un po’ più debole rispetto alla forza dell’acido). Vince in ogni caso la specie più forte e quindi la soluzione acquosa di NH4F è debolmente acida Soluzioni di sali derivanti da basi DEBOLI e acidi DEBOLI sono: acide se Ka > Kb basiche se Kb > Ka

20. Idrolisi di Sali: riassunto Il calcolo del pH di una soluzione di un sale che dà idrolisi acida o basica si esegue come visto per il caso di un acido debole o di una base debole. Da tenere presente che le costanti di idrolisi basica di anioni di acidi deboli (cosi quelle di idrolisi acida di cationi di basi deboli) non sono riportate nelle tabelle perché legate dalla relazione: dove Ka e Kb sono le costanti di dissociazione acida e basica di una coppia coniugata acido-base

21. Idrolisi di Sali: esempio Esempio: Calcolare il pH di una soluzione 0.050M di NH4Cl sapendo che Kb(NH3) = 1.810-5

22. Idrolisi di Sali: esempio pH < 7 soluzione acida (come prevedibile)

23. Soluzioni tampone

24. Soluzioni tampone

25. Soluzioni tampone: comportamento per aggiunta di acido

26. Soluzioni tampone: comportamento per aggiunta di base

27. Soluzioni tampone: potere tamponante

28. pH di una soluzione tampone

29. pH di una soluzione tampone

30. pH di una soluzione tampone

31. pH di una soluzione tampone conc. analitica Cb conc. analitica Ca

32. Progettazione di una soluzione tampone

33. Progettazione di una soluzione tampone

34. Progettazione di una soluzione tampone

35. 0 0 Soluzioni tampone: esempio 1 Calcolare il pH di una soluzione tampone che contiene acido acetico CH3COOH 0.10M e acetato di sodio CH3COONa 0.20M. La Ka dell’acido acetico è 1.7x10-5 Soluzione:

36. 0 0 Soluzioni tampone: esempio 2 Calcolare il pH di una soluzione tampone che contiene ammoniaca NH3 0.10M e cloruro di ammonio NH4Cl 0.20M. La Kb dell’ammoniaca è 1.8x10-5 Soluzione:

37. Soluzioni tampone: esempio 3 Calcolare il rapporto tra la concentrazione di acido acetico e di ione acetato necessari per preparare una soluzione tampone con pH=4.9. pKa dell’acido acetico è 4.77 Soluzione: 0 0

38. Tamponi fosfato

39. Tamponi fosfato

40. Tamponi fosfato

41. Metodi di preparazione di un tampone

42. Se aggiungo una base ([OH-]): Soluzioni tampone: riassunto su comportamento per aggiunta di acido o base Se aggiungo un acido ([H3O+]):

43. Reazioni acido-base

44. Previsioni della direzione di reazioni acido-base

45. Titolazioni acido-base

46. 1000 mmol 1000 Titolazione di acido forte con base forte

47. Titolazione di acido forte con base forte

48. Titolazione di acido forte con base forte Si ha un eccesso di OH- e il pH diventa basico Punto di viraggio (o di fine titolazione): punto in cui si ha una variazione brusca di un parametro fisico, il più possibile vicino al punto di equivalenza

49. Titolazione di acido debole con base forte 25 ml K=Ka/Kw=1.8x10-5/1.00x10-14=1.8x109 >> 1 CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O La curva di titolazione ha una forma diversa rispetto a quella per acido forte e base forte.

50. Titolazione di acido debole con base forte