2. Parte terza b Definizioni di acido e base (Arrhenius) Coppie coniugate acido-base (Bronsted-Lowry) Acidi e basi di Lewis Forza di acidi e basi. Le costanti di dissociazione acida e basica La scala di pH Acidi e basi deboli Relazione tra Ka e Kb pH di acidi e basi deboli (esempi) Idrolisi salina acida e basica Soluzioni tampone Esercizi risolti Definizione di solubilità Costanti di equilibrio Esercizi
3. 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,…
4. Definizioni 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. 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+
5. 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
7. 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.
8. Definizione di Brønsted e Lowry (per acidi e basi in soluzioni acquose) Acido = donatore di protoni Base = accettore di protoni
13. La teoria di Lewis 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 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”)
14. 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.
15. 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).
16. La costante di dissociazione acida Ka HA (aq) + H2O(l)⇄ A-(aq) + H3O+(aq) 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: Ka dipende dalla temperatura e indica la posizione dell’equilibrio della reazione: acido più forte -> [H3O+] più alta ->Ka maggiore
26. Relazione tra Ka e Kb - Forza di acidi e basi Ka Kb Kw Ka = [A-][H3O+] [HA] Kb = [OH-][HA] [A-] Ka· Kb = [A-][H3O+]·[OH-][HA] [HA] [A-] = Kw
27. La relazione tra [H3O+], pH, [OH-] e pOH Poiché Kw è costante, [H3O+] e [OH-] sono interdipendenti e variano in versi opposti quando aumenta l’acidità o la basicità della soluzione acquosa. Il pH e il pOH sono interdipendenti nello stesso modo: Kw=[H3O+][OH-]=10-14 pH + pOH = 14
30. Acidità di cationi metallici: Al3+ L’idrolisi degli ioni alluminio idratati produce ioni H3O+. Si ha trasferimento di un protone da una molecola di H2O coordinata ad una molecola di acqua non coordinata.
31. 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:
32. 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:
33. Esercizi: Calcola il pH di una soluzione di acido acetico CH3COOH 0,01 M (Ka = 1,8·10-5)
34. L’ammoniaca è una base debole (Kb = 1,8·10-5). Calcola che conc. deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia10,04.
37. soluzioni dei sali di acidi deboli e basi forti danno SOLUZIONE BASICA (per es. CH3COONa)
38.
39. IDROLISI ACIDA (Sali formati da acido forte + base debole) NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è una base debole quindi… Reazione di Idrolisi acida: NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq) Kidrolisi = = Kw /Kb
40. IDROLISI BASICA (Sali formati da acido debole + base forte) NaNO2(s) Na+(aq) + NO2-(aq) NO2- è la base coniugata di HNO2, e quest’ultimo è un acido debole quindi… Reazione di Idrolisi basica: NO2-(aq) + H2O(l) ⇄HNO2(aq) + OH-(aq) Kidrolisi = = Kw /Ka
41. Esempio: Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acetato di sodio. Il problema è del tutto analogo al caso di una base debole. Conoscendo la Ka dell'acido acetico (1.8 x 10-5), si determina la Kb del sale dalla Ka Kb = Kw Ovvero Kb = 10-14 / 1.8 x 10-5 = 5.56 x 10-10.A questo punto, utilizzando la si calcola la [OH-] (=7.45 x 10-6), da cui il pOH = 5.13 e il pH = 8.87.
42. Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con ca e cb in quantità paragonabili, è una soluzionetampone. Per esempio: NH3(aq) + H2O(l) ⇄NH4+(aq) + OH-(aq) ca cb 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, vediamo perché…
43. c + @ a ] O H [ K a 3 c b + ] O H [ c @ 3 b ; K a c a es. HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq) con ca≈cb, ovvero 0.1 < ca/cb < 10 ca cb se x << ca x << cb
48. ESEMPIO 2: 3 grammi di NaOH vengono mescolati con 15 grammi di HF(*) ed il volume viene portato con acqua a 300 ml. Calcolare il pH della soluzione. Calcolare inoltre il pH (a) dopo l’aggiunta di 10 ml di NaOH 0,1 N; (b) dopo l’aggiunta di 1,5 g di NaOH. La Ka per l’HF è 7,5 × 10-4. (*) L’acido HF è debole in acqua a causa della formazione di legami idrogeno con H2O
51. Riepilogo: Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata: Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:
52. Equilibri omogenei ed eterogenei Equilibrio omogeneo: equilibrio che coinvolge specie in una sola fase (gassosa, liquida, solida) Equilibrio eterogeneo: equilibrio che coinvolge specie in più di una fase
53. Esempio di elettroliti deboli (poco solubili): AgCl(s) ⇄Ag+(aq) + Cl-(aq) CaCO3(s) ⇄Ca2+(aq) + CO32-(aq) Ni(OH)2(s) ⇄Ni2+(aq) + 2 OH-(aq) Ca3(PO4)2(s) ⇄ 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq) EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ Esempio di elettroliti forti (si dissociano completamente in ioni) molto solubili: NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) KOH(s) K+(aq) + OH-(aq)
54. Solubilità = quantità massima del soluto che si scioglie in un litro di soluzione, ad una certa temperatura. Il prodotto di solubilità di un composto è dato dal prodotto delle concentrazioni dei suoi ioni costituenti, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico. Tale quantità è costante, a T costante, per una soluzione satura del composto. Soluzione satura = soluzione in presenza di corpo di fondo.
55. Solubilità (s, in mol ℓ-1) in acqua pura, a 25°C: Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq) 2s s
56. Solubilità (s, in mol ℓ-1) in acqua pura, a 25°C : CaCO3(s) ⇄Ca2+(aq) + CO32-(aq) s s
57. Solubilità a 25°C in [OH-]=10-10: (ovvero pH = 4) Solubilità di un sale in presenza di uno ione in comune: Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) s 3 s Solubilità a 25°C in acqua pura:
58. esercizio Ad una soluzione contenente ioni Ca2+ e ioni Mg2+ entrambi in concentrazione 1,70·10-4 M si aggiunge una soluzione contenente ioni CO32- in concentrazione 1,00·10-3 M. Dire se precipita CaCO3, MgCO3 o entrambi. Kps (CaCO3) = 1,7·10-8 Kps (MgCO3) = 2,6·10-5 Perché si abbia precipitazione, il prodotto delle concentrazioni dei due ioni che danno il sale deve essere maggiore del prodotto di solubilità. [Ca2+] [CO32-] = 1,70·10-4 x 1,00·10-3 = 1,70·10-7 1,70·10-7 > Ks-> precipita CaCO3 [Mg2+] [CO32-] = 1,70·10-4 x 1,00·10-3 =1,70·10-7 1,70·10-7 < Ks ->non precipita MgCO3
