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Acidi e Basi

Acidi e Basi. Acido è una parola che deriva dal latino “acetum” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo sapore “acidulo”. Basi o alcali (dall’arabo al kali = la cenere delle piante ) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi.

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Presentation Transcript

  1. Acidi e Basi Acido è una parola che deriva dal latino “acetum” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo sapore “acidulo”. Basi o alcali (dall’arabo al kali = la cenere delle piante) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi.

  2. Lavoisier pensava che un acido fosse caratterizzato da molecole contenenti ossigeno (oxys genes= generatore d’acido). Antoine Lavoisier 1743-1794 Nel 1810 Humphry Davy dimostrò che l’acido cloridrico (detto allora muriatico) era formato solo da cloro e idrogeno. Da allora fu accettata l’idea che gli acidi fossero caratterizzati dalla presenza d’idrogeno nella molecola. Humpry Davy 1778-1829

  3. Definizione di Arrhenius (1887) Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Premio Nobel per la Chimica 1903 acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica liberando rispettivamente ioni H+ e OH-: Acido  H+(aq) + ... Base  OH-(aq) + ... Neutralizzazione acido-base: H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)

  4. Le reazioni di neutralizzazione sono reazioni tra acidi e basi: HCl + KOH KCl + H2O che in forma ionica si può esprimere: H+(aq) + Cl-(aq) + K+(aq) + OH-(aq) K+(aq) + Cl-(aq) + H2O che semplificata equivale a H+(aq) + OH-(aq) H2O (equazione ionica netta) Un acido ed una base si dicono forti quando sono completamente dissociati . Il concetto di Arrhenius non si può applicare in solventi diversi dall’acqua.

  5. Insufficienza della definizione di Arrhenius: Molte basi, come per esempio l’ammoniaca, NH3, non possono formare OH-(aq) per dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere quindi di tipo diverso.

  6. Definizione di Brønsted e Lowry (1923) (per acidi e basi in soluzioneacquosa) Thomas Martin Lowry 1874-1936 Johannes Nicolaus Brønsted 1879-1947 Acido = donatore di protoni, H+ Base = accettore di protoni,H+

  7. ione nitrito acido nitrico ione idronio acido 1 acido 2 base 2 base 1 “coppie acido-base coniugati” HNO3(aq) + H2O(l)⇄NO2-(aq) + H3O+(aq)

  8. ione ammonio ione ossidrile ammoniaca base1 base2 acido 2 acido 1 NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)

  9. acido e base coniugata [ H3O+ ] [NH3][ OH- ] [NH4+] [ H3O+ ] [ OH- ] [NH3] [NH4+] =Kw= [ H3O+ ][ OH- ] KaKb = Ka = Kb = [NH4+][NH3] [NH4+ ] [NH3] NH4+ + H2O H3O+ + NH3 NH3 + H2O OH- + NH4+

  10. La forza di acidi e basi Sono considerati forti gli acidi e le basi che in acqua sono completamente dissociati, ovvero con equilibrio fortemente spostato verso destra. Ad esempio: HCl(aq) + H2O(l)⇄Cl-(aq) + H3O+(aq) NaOH(aq) + H2O(l) ⇄Na+(aq) + OH-(aq) In entrambi gli esempi l’equilibrio è fortemente spostato verso destra: tutte le molecole di acido cloridrico e idrossido di sodio risultano in pratica dissociate. Di conseguenza, una mole di HCl forma 1 mole di H+ e 1 mole di NaOH forma una mole di OH-.

  11. La forza di acidi e basi Sono considerati deboli gli acidi e le basi che in acqua sono parzialmente dissociati, ovvero con equilibrio spostato verso sinistra. Ad esempio: H2S(aq) + H2O(l)⇄HS-(aq) + H3O+(aq) NH3(aq) + H2O(l) ⇄NH4+(aq) + OH-(aq) In entrambi gli esempi l’equilibrio è spostato verso sinistra: solo una parte delle molecole di acido solfidrico e ammoniaca risultano dissociate. Di conseguenza, una mole di H2S NON forma 1 mole di H+ e 1 mole di NH4NON forma una mole di OH-.

  12. HNO3(aq) + H2O(l)⇄NO2-(aq) + H3O+(aq) HCN(aq) + H2O(l)⇄CN-(aq) + H3O+(aq) base coniugata debole base coniugata forte acido forte acido debole La forza di acidi e basi Quanto più forte è l’acido o la base, e quindi l’equilibrio è spostato a destra, tanto più saranno deboli la base coniugata e l’acido coniugato corrispondente. Viceversa, quanto più debole è l’acido o la base, e quindi l’equilibrio è spostato a sinistra, tanto più saranno forti la base coniugata e l’acido coniugato corrispondente.

  13. Costanti di ionizzazione acida e basica HClO3(aq) + H2O(l) ⇄ ClO3-(aq) + H3O+(aq) NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)

  14. La forza di un acido [H3O+]x [A-] Ka = [HA] La forza di un acido è determinata dalla costante di dissociazione acida Tanto maggiore sarà il valore della costante e tanto piu’ l’acido sarà propenso a dissociarsi in soluzione, liberando ioni H+ HA + H2O H3O+ + A-

  15. Acido e base coniugata Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata HCl Cl- CH3COOH CH3COO- H2CO3 HCO3- HCN CN- NH3 NH4+ OH- = idrossidi ionici, es: NaOH, Ca(OH)2,KOH OH- H2O

  16. - + Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

  17. Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) Kw = [H3O+] [OH-] A 25°C si ha Kw = 10-14 Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-] Soluzione acida: [H3O+] > [OH-] Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]

  18. Soluzione neutra: Soluzione acida: Soluzione basica: Kw = [H3O+] [OH-]

  19. [H3O+] < [OH-] [H3O+] > [OH-] [H3O+] 10-8 10-11 10-14 100 10-3 10-6 10-10 10-2 10-13 10-5 10-9 10-12 10-1 10-4 10-7 soluzione basica soluzione acida soluzione neutra [H3O+] <10-7 [OH-] > 10-7 [H3O+] > 10-7 [OH-] < 10-7 [H3O+] = [OH-] = 10-7 a 25°C

  20. I logaritmi, questi sconosciuti log A= B 10B= A log 107= 7 log 10-3= -3 1= 100 log 1= 0 log 3,2x10-3= log 3,2 - 3 log AxB= logA + logB log 1/10-7 =-(log 10-7)= -(-7)=7 log 1/A= - logA

  21. Il pH e la sua scala

  22. [H3O+] 10-8 10-11 10-14 100 10-3 10-6 10-10 10-2 10-13 10-5 10-9 10-12 10-1 10-4 10-7 soluzione basica soluzione acida soluzione neutra pH > 7 pOH<7 pH < 7 pOH>7 pH = pOH = 7 a 25°C pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-]

  23. H3O+(aq) + OH-(aq) ⇄ 2 H2O(l) H° < 0 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) H° > 0

  24. T > 25°C 25°C 10-13 H° > 0 10-14 lnKw 10-15 T < 25°C 10-16 1/T 1/T Soluzione neutra: 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) A 25°C: pH = 7; a T < 25°C: pH > 7; a T > 25°C: pH < 7

  25. Il pH ACQUA PURA, T=25 °C [H3O+] = 1 x 10-7 pH = 7 [H3O+] pH = - Log [H3O+] ACQUA PURA, T=25 °C [OH-] = 1 x 10-7 pOH = 7 [OH-] pOH = - Log [OH-] pKw = - Log (Kw) Kw = [H3O+][OH-] = 10-7·10-7 = 1 x 10-14 -Log (Kw) = -Log {[H3O+][OH-]} = -Log [H3O+] - Log [OH-] pKw = pH + pOH = 14

  26. Acido debole (Ka < 1) in concentrazione ca HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) (ca – x) x x Se l’acido è così debole che x << ca, allora:

  27. Base debole (Kb < 1) in concentrazione cb B(aq) + H2O(l) ⇄BH+(aq) + OH-(aq) (cb – x) x x Se la base è così debole che x << cb, allora:

  28. L’Altalena Coniugata HA(aq) + H2O(l) ⇄A-(aq) + H3O+(aq) A-(aq) + H2O(l) ⇄HA(aq) + OH-(aq)

  29. L’Altalena Coniugata BOH(aq) ⇄ B+(aq) + OH-(aq) B+(aq) + H2O(l) ⇄BOH(aq) + H+(aq)

  30. L’Altalena Coniugata

  31. Gli Acidi e le Basi Poliprotiche Definiamo ACIDO POLIPROTICO, secondo Brønsted . Lowry, un acido in grado di cedere più di un protone, H+. Definiamo BASE POLIPROTICA, secondo Brønsted . Lowry, una base in grado di accettare più di un protone. H2CO3(aq) + H2O(l) ⇄HCO3-(aq) + H3O+(aq) HCO3-(aq) + H2O(l) ⇄CO32-(aq) + H3O+(aq) H2CO3(aq) + 2H2O(l) ⇄CO32-(aq) + 2H3O+(aq)

  32. Si calcolino il pH ed il pOH di una soluzione acquosa 1.00 x 10-4 M di HClO4 HClO4 è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia completamente: [H3O+] derivante dall’acido = CHClO4= 1.00 x 10-4 M pH = -log 1.00 x 10-4 = 4 poiché [H3O+] [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 = pKw= 14

  33. Nel problema non si è tenuto conto del contributo degli ioni H3O+ derivanti dalla dissociazione dell’H2O Si verifica a posteriori che l’approssimazione fatta sia lecita: dato che la [OH-] = 10-10 M deriva dalla dissociazione delle molecole di H2O, la [H3O+] derivante dalla medesima dissociazione sarà uguale, cioè pari a 10-10 M Questa concentrazione è trascurabile rispetto alla concentrazione di [H3O+] derivante dall’acido (10-4 M)

  34. Si calcoli il pH di una soluzione 1.00 x 10-7 M di HClO4 HClO4 è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia completamente: CH3O+ derivante dall’acido = CHClO4= 1.00 x 10-7 M tale concentrazione è paragonabile alla dissociazione delle molecole di H2O che quindi contribuirà al pH della soluzione: [H3O+] = 1.00 x 10-7 + x dove x è la concentrazione di H3O+ , e quindi anche di OH-, derivante dalla dissociazione del solvente

  35. quindi: Kw = (1.00 x 10-7 + x) x = 1.0 x 10-14 x = 0.62 x 10-7 M la concentrazione totale di [H3O+] = 1.62 x 10-7 M pH = 6.79 Si noti che il pH è acido come atteso Solo quando gli ioni H3O+ derivanti da un acido sono in concentrazione < 10-6 M occorre tenere conto del contributo della dissociazione dell’acqua al pH

  36. in acqua non dà reazioni acido-base Cl- è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl- è una base con forza praticamente nulla IDROLISI DEI SALI (reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica) NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)

  37. Per una coppia acido-base coniugati si ha: Ka XKb = Kw Per esempio, per la coppia NH4+/NH3:

  38. NO2- è la base coniugata di HNO2, e quest’ultimo è un acido debole quindi… NaNO2(s)  Na+(aq) + NO2-(aq) NO2-(aq) + H2O(l) ⇄HNO2(aq) + OH-(aq) IDROLISI BASICA

  39. NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è una base debole quindi… NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq) IDROLISI ACIDA

  40. +x cb x -x ca Quando in una soluzione sono presenti sia un acido debole che la sua base coniugata… Ad esempio, una soluzione di acido Ipocloroso (HClO, concentrazione ca) e Ipoclorito di sodio (NaClO, concentrazione cb), formerà il seguente equilibrio: HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq) con ca e cb in quantità paragonabili se x << ca e x << cb

  41. Per esempio: NH3(aq) + H2O(l) ⇄NH4+(aq) + OH-(aq) ca cb Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con ca e cb in quantità paragonabili, è un tampone. L’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destra L’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistra Il pH non cambia molto in ambedue i casi

  42. Riepilogo: Acido debole: Base debole: Idrolisi acida: Idrolisi basica:

  43. Riepilogo: Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata: Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:

  44. INDICATORI DI pH HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) giallo rosso

  45. giallo rosso 8 11 14 0 3 6 10 2 13 5 9 12 1 4 7 pKa = - log10Ka pH Quando [H3O+] >> Ka la soluzione appare gialla Quando [H3O+] << Ka la soluzione appare rossa Quando [H3O+] Ka la soluzione appare arancione

  46. alcuni indicatori: fenolftaleina blu di bromotimolo 8 11 14 0 3 6 10 2 13 5 9 12 1 4 7 metil arancio rosso fenolo pH

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