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Lezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido – Base pH delle Soluzioni Saline

2018

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Definizioni di Acido e Base Arrhenius - Brønsted - Lewis

Acido di Arrhenius è una sostanza che libera in acqua ioni H+ (H3O+). Base di Arrhenius è una sostanza che libera in acqua ioni idrossido OH–.

HCl + H2O à H3O+ + Cl–

NaOH à Na+ + OH–

Ca(OH)2 à Ca2+ + 2 OH–

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Un acido di Brønsted è un donatore di protoni Una base di Brønsted è una accettore di protoni

acido base acido base

Un acido di Brønsted deve contenere almeno un protone ionizzabile!

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O

H

H + O

H

H O

H

H H O H - + [ ] +

Proprietà Acido-Base dell’Acqua

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)

H2O + H2O H3O+ + OH- acido base

coniugata base acido

coniugato

Autoionizzazione dell’ acqua

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H2O (l) = H+ (aq) + OH- (aq)

Il Prodotto Ionico dell’Acqua

Kc = [H+][OH-]

[H2O] [H2O] = costante

Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]

Il prodotto ionico dell’acqua (Kw) è il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni H+ e OH– ad una particolare temperatura.

A 25°C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = [OH-] [H+] > [OH-] [H+] < [OH-]

Soluzione neutra acida base

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Determinare la concentrazione di ioni OH– in una soluzione di HCl 1.3 M.

Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = 1.3 M

[OH-] = Kw [H+]

1 x 10-14 1.3

= = 7.7 x 10-15 M

Esempio

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pH – Una grandezza per misurare l’acidità o la basicità delle soluzioni

pH = -log [H+]

[H+] = [OH-] [H+] > [OH-] [H+] < [OH-]

Soluzione neutra acida basica

[H+] = 1 x 10-7 [H+] > 1 x 10-7 [H+] < 1 x 10-7

pH = 7 pH < 7 pH > 7

A 25°C

pH [H+]

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pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

pH + pOH = 14.00

Altre importanti relazioni

pH - metro

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Il pH di una pioggia risulta essere 4.82. Determinare la concentrazione degli ioni H+ .

pH = -log [H+]

[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M

La concentrazione di ioni OH- di un campione di sangue è 2.5 x 10-7 M. Determinare il pH del sangue.

pH + pOH = 14.00

pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60

pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40

Esempi

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Elettrolita forte – dissociato al 100%

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O

Elettrolita Debole – non completamente dissociato

CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq)

Acidi Forti: sono elettroliti forti

HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)

HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq)

H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq)

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HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)

Acidi Deboli: sono elettroliti deboli

HNO2 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO2- (aq)

HSO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + SO4

2- (aq)

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)

Basi Forti: sono elettroliti forti

NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) H2O

KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq) H2O

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) H2O

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F- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HF (aq)

Basi Deboli: sono elettroliti deboli

NO2- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HNO2 (aq)

Coppie coniugate acido-base:

•  La base coniugata di un acido forte ha una forza trascurabile. (es. HCl à H+ + Cl–)

•  H3O+ è la specie acida più forte che possa esistere in aqua.

•  Lo ione OH- è la base più forte che possa esistere in acqua.

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Acido Forte (HCl) Acido Debole (HF)

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Determinare il pH di una soluzione 2 x 10-3 M di HNO3

HNO3 è un acido forte – dissociato al 100%.

HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)

pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7

Cond. iniziali

Cond. finali

0.002 M

0.002 M 0.002 M 0.0 M

0.0 M 0.0 M

Determinare il pH di una soluzione 1.8 x 10-2 M di Ba(OH)2 .

Ba(OH)2 è una base forte – dissociata al 100%.

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Cond. iniziali

Cond. finali

0.018 M

0.018 M 0.036 M 0.0 M

0.0 M 0.0 M

pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.6

Esempio

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HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)

Acidi Deboli (HA) e Costanti di Ionizzazione Acida

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Ka = [H+][A-]

[HA]

Ka rappresenta la costante di ionizzazione acida

Ka Forza

acido debole

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Determinare il pH di una soluzione 0.5 M di HF (a 250C).

HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) Ka = [H+][F-]

[HF] = 7.1 x 10-4

HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)

Iniziale (M)

Variazione (M)

Equilibrio (M)

0.50 0.00

-x +x

0.50 - x

0.00

+x

x x

Ka = x2

0.50 - x = 7.1 x 10-4

Ka ≈ x2

0.50 = 7.1 x 10-4

0. 0.50 – x ≈ 0.50 Se Ka << 1

x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M

[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72 [HF] = 0.50 – x = 0.48 M

Approssimazione per semplificare il calcolo

Esempio

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Quando effettuare l’approssimazione?

0.50 – x ≈ 0.50 Ka << 1

Quando x ha un valore inferiore al 5% della concentrazione dell’acido indissociato .

x = 0.019 0.019 M 0.50 M x 100% = 3.8%

x < 5% L’approssimazione

è valida.

Determinare il pH di una soluzione 0.05 M di HF (a 250C).

Ka ≈ x2

0.05 = 7.1 x 10-4 x = 0.006 M

0.006 M 0.05 M x 100% = 12%

x > 5% L’approssimazione

non è valida.

Impostare una equazione di secondo grado in x.

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Determinare il pH di una soluzione 0.122 M di un acido monoprotico che ha una Ka di 5.7 x 10-4.

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Iniziale (M)

Variazione (M)

Equilibrio (M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

Ka = x2

0.122 - x = 5.7 x 10-4

Ka ≈ x2

0.122 = 5.7 x 10-4

0.122 – x ≈ 0.122 Ka << 1

x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M

0.0083 M 0.122 M x 100% = 6.8%

L’approssimazione non può essere fatta.

x > 5%

Esempio

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Ka = x2

0.122 - x = 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c = 0 -b ± b2 – 4ac √ 2a x =

x = 0.0081 x = - 0.0081

[H+] = x = 0.0081 M

pH = -log[H+] = 2.09

Impostiamo pertanto l’equazione di secondo grado

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NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

Basi Deboli e Costanti di Ionizzazione Basica

Kb = [NH4

+][OH-] [NH3]

Kb rappresenta la costante di ionizzazione basica

Kb forza della

base debole

Gli esercizi che coinvolgono le basi deboli si risolvono in maniera analoga a quelli relativi agli acidi deboli, considerando però [OH-] invece di [H+].

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Costanti di ionizzazione delle coppie coniugate acido-base HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

A- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HA (aq)

Ka

Kb

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) Kw

KaKb = Kw

Weak Acid and Its Conjugate Base

Ka = Kw Kb

Kb = Kw Ka

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Acidi Biprotici e Triprotici •  In una molecola ci sono più idrogeni dissociabili. •  La ionizzazione avviene per dissociazione di un protone alla volta. •  Per ciascuna dissociazione è possibile scrivere una espressione della costante di dissociazione. •  La determinazione della concentrazione delle specie in soluzione necessita dell’utilizzo delle costanti di equilibrio relative alle specie in soluzione.

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Relazione tra Struttura Molecolare e Forza degli Acidi

H X H+ + X-

Più forte è il legame

Più debole è l’acido

HF << HCl < HBr < HI

Aumento dell’acidità

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Struttura Molecolare e Forza degli Ossiacidi

Z O H Z O- + H+ δ- δ+

Il legame O-H sarà più polare e facile da rompere se:

•  Z è molto elettronegativo o

•  Z ha un alto numero di ossidazione

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Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Neutre:

Sali derivati da una base forte ed un acido forte.*

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O

Soluzioni Basiche:

Sali derivati da una base forte ed un acido debole.§

NaCH3COO(s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq) H2O

CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)

§ es. NaOH + CH3COOH à NaCH3COO + H2O

* es. NaOH + HCl à NaCl

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Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Acide:

Sali che derivano da un acido forte e da una base debole.*

NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq) H2O

NH4+ (aq) NH3 (aq) + H+ (aq)

Salts with small, highly charged metal cations (e.g. Al3+, Cr3+, and Be2+) and the conjugate base of a strong acid.

Al(H2O)6 (aq) Al(OH)(H2O)5 (aq) + H+ (aq) 3+ 2+

* es. HCl + NH4OH à NH4Cl + H2O

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Proprietà Acido-Base dei Sali

Soluzioni in cui entrambi il catione e l’anione danno reazione di idrolisi:

•  Kb dell’anione > Ka del catione à soluzione basica

•  Kb dell’anione < Ka del catione à soluzione acida

•  Kb dell’anione ≈ Ka del catione à soluzione neutra

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Un acido di Arrhenius è una sostanza che libera in acqua ioni H+ (H3O+)

Un acido di Brønsted è un donatore di protoni

Un acido di Lewis è una sostanza che può accettare una coppia elettronica (o doppietto elettronico)

Una base di Lewis è una sostanza che puo donare una coppia elettronica

Acidi e Basi di Lewis

H+ H O H • • • •

+ OH- • • • •

• • acido base

N H • •

H

H

H+ +

acido base

N H

H

H

H +

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Acidi e Basi di Lewis

N H • •

H

H

acido

base

F B

F

F

+ F B

F

F

N H

H

H

Nessun protone viene donato o accettato!

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Aspetti della Chimica: Antiacidi e lo Stomaco

NaHCO3 (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g)

Mg(OH)2 (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + 2H2O (l)