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Lezione 16
1. Definizioni di acido e base
(Arrhenius)
2. Coppie coniugate acido-base
(Bronsted-Lowry)
3. Acidi e basi di Lewis
4. Forza di acidi e basi. Le costanti di
dissociazione acida e basica
5. La scala di pH
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Svante August Arrhenius
Acidi e Basi
Definizione di Arrhenius (1887):
acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica:
Acido H+(aq) + ...Base OH-(aq) + ...
Tipici acidi di Arrhenius: HCl, HNO3, HCN,...
Tipiche basi di Arrhenius: NaOH, KOH, Ba(OH)2,…
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Definizioni
Lo ione H3O+ si lega
con legami a idrogeno
ad altre molecole
d’acqua, formando
una miscela di specie
di formula generale
H(H2O)n+
La carica dello ione H+ è altamente concentrata perché lo
ione è molto piccolo. Quando un acido si scioglie in
acqua, il protone rilasciato forma uno ione idronio (H3O+)
legandosi covalentemente a una molecola d’acqua.
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Neutralizzazione
Na+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) H2O (l) + 55,9 kJ/mol
K+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) H2O (l) + 55,9 kJ/mol
K+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + NO3- (aq) H2O (l) + 55,9 kJ/mol
Indipendentemente da quale acido forte e quale base forte
reagiscono - e indipendentemente da quale sale si forma - il
calore sviluppato dalla reazione è sempre lo stesso perché la
reazione effettiva (neutralizzazione) è sempre la stessa:
H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l) + 55,9 kJ/mol
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Acidi e basi di Arrhenius
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Insufficienza della definizione di Arrhenius:
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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Definizione di Brønsted e Lowry
(per acidi e basi in soluzioni acquose)
Acido = donatore di protoni
Base = accettore di protoni
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Estrazione di un protone dall’acqua per opera
della metilammina
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Trasferimento protonico in una reazione
acido-base di Brønsted-Lowry
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HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O
+(aq)
acido 1 base 1 acido 2base 2
acido nitroso ione nitrito ione idrossonio
Coppie acido-base coniugati
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NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
ammoniaca
base 1 base 2acido 2 acido 1
ione ammonio ione ossidrile
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La teoria di Lewis
Es. Acidi di Lewis : BF3, AlCl3, Al(OH)3, H+, Na+, SO4
– (strutture che presentano
la possibilità di ospitare doppietti elettronici)
Es. Basi di Lewis: NH3, OH-, H2O, Cl- (strutture che possiedono un “lone pair”)
Per Lewis (1875-1946), il carattere basico di una sostanza è conferito dalla
presenza di almeno un doppietto elettronico disponibile per formare un legame
dativo con un'altra specie chimica che funziona da acido
Acido = composto in grado di accettare un doppietto di elettroni per formare un legame dativo
Base = composto in grado di cedere un doppietto elettronico per formare un legame dativo
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Dissociazione di acidi forti
Quando un acido forte si scioglie in acqua, esso si dissocia
completamente, producendo ioni H3O+(aq) e A
-(aq); alla fine
della reazione sono pressoché assenti le molecole di HA.
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Dissociazione di acidi deboli
Quando un acido debole si scioglie in acqua, esso rimane in
prevalenza indissociato, producendo relativamente pochi ioni
H3O+(aq) e A
-(aq).
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La costante di dissociazione acida Ka
Poiché le variazioni di concentrazione di H2O a seguito della
dissociazione di HA sono trascurabili, ossia [H2O] ≈ costante, si
può definire una nuova costante di equilibrio, detta costante di
dissociazione acida (o costante di ionizzazione acida) Ka:
HA (aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O
+(aq)
]][[
][][
2
3
OHHA
OHA -
KC
][
][][][ 3
2HA
OHAOH
-
KK aC
Ka dipende dalla temperatura e indica la posizione dell’equilibrio
della reazione: acido più forte → [H3O+] più alta → Ka maggiore
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HClO2 (aq) + H2O (l) ⇄ ClO2-
(aq) + H3O+
(aq)
]HClO[
]OH[]ClO[
2
32a
-
K
N2H2 (aq) + H2O (l) ⇄ N2H3+
(aq) + OH-(aq)
]HN[
]OH[]HN[
22
32b
-
K
Costante di dissociazione acida e basica
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Autoprotolisi dell’acqua
Kw(25°C) = [H3O
+] · [OH-] = 1.0·10-14
Costante di autoprotolisi dell’acqua
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2 H2O(l) ⇄ H3O+
(aq) + OH-(aq)
A 25°C si ha Kw = 10-14
Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-]
Soluzione acida: [H3O+] > [OH-]
Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]
][ ][K 3
- OHOHw
Kw =Prodotto ionico dell’acqua
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Soluzione neutra:
Soluzione acida:
Soluzione basica:
w3 ]OH[]OH[ K -
ww OH;OH K ][ K ][ 3 -
]OH[]OH[ 3w
- K
ww3 ]OH[;]OH[ K K -
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a T = 25°C
100 10-2 10-4 10-610-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-1410-9 10-11 10-13
soluzione acida soluzione basica
soluzione
neutra
Kw
[H3O+] > [OH-] [H3O
+] < [OH-]
[H3O+]
[H3O+] > 10-7
[OH-] < 10-7
[H3O+] < 10-7
[OH-] > 10-7
[H3O+] = [OH-] = 10-7
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Definizione di pH
]OH[logpH 310
- ][log 10
-- OHpOH
]OH[logpH 310
-
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a T = 25°C
100 10-2 10-4 10-610-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-1410-9 10-11 10-13
soluzione acida soluzione basica
soluzione
neutra
[H3O+]
[H3O+] > 10-7
[OH-] < 10-7
pH < 7
[H3O+] < 10-7
[OH-] > 10-7
pH > 7
[H3O+] = [OH-] = 10-7
pH = 7
pH < pOH pH > pOH
]OH[logpH 310
- ]OH[logpOH 10
--
0 2 4 61 3 5 7 8 10 12 149 11 13pH
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La relazione tra Ka e pKa
pKa = - Log10(Ka)