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Acidi e Basi Capitolo 15
Acidi
Basi
4.3
Hanno un sapore agro. L’aceto deve il suo sapore all’acido acetico. Gli agrumi contengono acido citrico.
Provocano il cambio di colore nei coloranti vegetali.
Reagiscono con carbonati e bicarbonati per produrre diossido di carbonio gassoso
Hanno un sapore amaro.
Sono lisciviose. Molti saponi contengono basi.
4.3
Un acido di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni H+ (H3O+)
Una base di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni OH-
acido base acido base
16.1
acido base coniugata base acido
coniugato
Un’acido di Brønsted è un donatore di protoni Una base di Brønsted è un accettore di protoni
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
16.2
autoionizzazione dell’acqua
H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)
Il Prodotto Ionico dell’Acqua
Kc = [H+][OH-]
[H2O] [H2O] = costante
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
La costante del prodotto-ionico (Kw) èil prodotto delle concentrazioni molari degli ioni H+ e OH- ad una determinata temperatura.
A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = [OH-] [H+] > [OH-] [H+] < [OH-]
La soluzione è neutra acida basica
16.2
Qual’è la concentrazione degli ioni OH- in una soluzione di HCl la cui concentrazione di ioni idrogeno sia 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
16.2
pH – Una Misura dell’Acidità
pH = -log [H+]
[H+] = [OH-] [H+] > [OH-] [H+] < [OH-]
La soluzione è neutra acida basica
[H+] = 1 x 10-7 [H+] > 1 x 10-7 [H+] < 1 x 10-7
pH = 7 pH < 7 pH > 7
At 250C
pH [H+]
16.3
16.3
pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
Il pH dell’acqua piovana raccolta in una certa regione del nord est dell’Italia in un determinato giorno è 4.82. Qual’è la concentrazione di ioni H+ dell’acqua piovana?
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. Qual’è 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
16.3
Elettrolita forte –100% di dissociazione
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O
Elettrolita debole – non completamente dissociato
CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq)
Gli 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) 16.4
HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)
Gli Acidi Deboli sono elettroliti deboli
HNO2 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO2- (aq)
HSO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + SO42- (aq)
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
Le 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
16.4
F- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HF (aq)
Le Basi Deboli sono elettroliti deboli
NO2- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HNO2 (aq)
Coppie coniugate acido-base:
• La base coniugata di un acido forte non ha una forza misurabile.
• H3O+ è l’acido più forte che possa esistere in soluzione acquosa.
• Lo ione OH- è la base più forte che possa esistere in soluzione acquosa.
16.4
16.4
Acido Forte Acido Debole
16.4 Fig. 15.3 pag. 517 ed. italiana
Qual’è il pH di una soluzione 2 x 10-3 M di HNO3?
HNO3 è un acido forte – 100% di dissociazione.
HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)
pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
Inizio
Fine
0.002 M
0.002 M 0.002 M 0.0 M
0.0 M 0.0 M
Qual’è il pH di una soluzione 1.8 x 10-2 M di Ba(OH)2?
Ba(OH)2 è una base forte – 100% di dissociazione.
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) Inizio
Fine
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 16.4
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 è la costante di ionizzazione acida
Ka forza
di un acido debole
16.5
16.5
Qual è 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
0.50 – x ≈ 0.50 Ka
Quando posso usare le approssimazioni?
0.50 – x ≈ 0.50 Ka
Risoluzione dei problemi sulla ionizzazione di acidi deboli:
1. Identifica le principali specie che possono avere effetto sul pH.
• Nella maggior parte dei casi, si può trascurare l’autoionizzazione dell’acqua.
• Trascura [OH-] perchè è determinato da [H+].
2. Usa IVE per esprimere le concentrazioni all’equilibrio in funzione della singola incognita x.
3. Scrivi la Ka in funzione delle concentrazioni all’equilibrio. Trova la x con il metodo delle approssimazioni. Se le approssimazioni non sono valide, trova la x esattamente.
4. Calcola le concentrazioni di tutte le specie e/o il pH della soluzione.
16.5
Qual’è il pH di un acido monoprotico 0.122 M la cui Ka è 5.7 x 10-4?
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Initiale (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
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
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Initiale (M)
Variazione (M)
Equilibrio (M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09
16.5
Percentuale di ionizzazione = Concentrazione di acido ionizzato all’equilibrio Concentrazione iniziale di acido
x 100%
Per un acido monoprotico HA
percent. di ionizzazione = [H+]
[HA]0 x 100% [HA]0 = concentrazione iniziale
16.5
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
Basi Deboli e Costanti di Ionizzazione di Basi
Kb = [NH4+][OH-]
[NH3]
Kb è la costante di ionizzazione basica
Kb forza
della base debole
16.6
Risolvi i problemi relativi alle basi deboli come quelli degli acidi tranne che risolvili in funzione di [OH-] invece che di [H+].
16.6
16.7
Costanti di Ionizzazione di 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
Acido Debole e la sua Base Coniugata
Ka = Kw Kb
Kb = Kw Ka
16.8
Struttura Molecolare e Forza di un Acido
H X H+ + X-
Più forte è
Il legame
Meno forte è l’acido
HF
Struttura Molecolare e Forza di un Acido
Z O H Z O- + H+ δ- δ+
Il legame O-H sarà più polare e più facile da rompere se:
• Z è molto elettronegativo o
• Z è in un alto stato di ossidazione
Struttura Molecolare e Forza di un Acido
1. Ossiacidi che hanno atomi centrali (Z) differenti ma che siano dello stesso gruppo e abbiano il medesimo numero di ossidazione.
La forza di un acido aumenta all’aumentare dell’elettronegatività di Z
H O Cl O
O • •
• • • • • • •
•
• • • •
• •
• •
H O Br O
O • •
• • • • • • •
•
• • • •
• •
• •
Cl è più elettronegativo di Br
HClO3 > HBrO3
16.9
Struttura Molecolare e Forza di un Acido
2. Ossiacidi che hanno il medesimo atomo centrale (Z) ma differenti quantità di gruppi legati.
La forza dell’acido aumenta all’aumentare del numero di ossidazione di Z.
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
16.9
Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Neutre:
I sali che contengono uno ione di un metallo alcalino o alcalino terroso (tranne Be2+) e la base coniugata di un acido forte (Cl-, Br-, e NO3-).
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O
Soluzioni Basiche:
Sali derivati da una base forte e un acido debole.
NaCH3COOH (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq) H2O
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)
16.10
Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Acide:
I sali derivati da un acido forte e una base debole.
NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq) H2O
NH4+ (aq) NH3 (aq) + H+ (aq)
I sali con cationi metallici piccoli e altamente carichi (e.g. Al3+, Cr3+, and Be2+) e la base coniugata di un acido forte.
Al(H2O)6 (aq) Al(OH)(H2O)5 (aq) + H+ (aq) 3+ 2+
16.10
Idrolisi Acida di Al3+
16.10
Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni in cui si idrolizzano sia il catione che l’anione:
• Kb dell’anione > Ka del catione, la soluzione sarà basica • Kb dell’anione < Ka del catione, la soluzione sarà acida • Kb dell’anione ≈ Ka del catione, la soluzione sarà neutra
16.10
Ossidi degli Elementi più Rappresentativi nei Loro Stati di Ossidazione più Alti
16.11
CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq)
N2O5 (g) + H2O (l) 2HNO3 (aq)
Un acido di Arrhenius è una sostanza che produce 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 di elettroni Una base di Lewis è una sostanza che può donare una coppia di elettroni
Definizione di un Acido
H+ H O H • • • • + OH- • • • • • •
acido base
N H • •
H
H
H+ +
acidp base 16.12
N H
H
H
H +
Acidi e Basi di Lewis
N H • •
H
H
acido base
F B
F
F
+ F B
F
F
N H
H
H
Non ci sono protoni donati o accettati!
16.12