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Equilibri ionici in soluzione acquosa

Equilibri ionici in soluzione acquosa. Lic. classico”D.A. Azuni” - Sassari. 0. Acidi e basi. Prof. Paolo Abis. la molecola dell’acqua. Le proprietà dell’acqua. 0. La molecola dell’acqua è polare.

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Equilibri ionici in soluzione acquosa

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Presentation Transcript

  1. Equilibri ionici in soluzione acquosa Lic. classico”D.A. Azuni” - Sassari 0 Acidi e basi Prof. Paolo Abis

  2. la molecola dell’acqua Le proprietà dell’acqua 0 • La molecola dell’acqua è polare • In un legame covalente polare la condivisione degli elettroni tra gli atomi è asimmetrica e crea una molecola polare (dotata cioè di poli con cariche parziali opposte).

  3. Na+ – Na+ – + Cl– + – – + – + Cl– – + – + – + – – Ioni in soluzione Cristallo di sale 0 • L’acqua è il solvente più diffuso ed importante in natura • I soluti polari o ionici si sciolgono quando le molecole d’acqua li circondano, formando soluzioni acquose.

  4. K+(aq) + MnO4-(aq) IONIC COMPOUNDS • Many reactions involve ionic compounds, especially reactions in water — aqueous solutions. KMnO4 in water

  5. Cl− Na+ Na+ Cl− Na+ Cl− Cl− Cl− H+ δ– δ+ Na+ Na+ Na+ Cl− Cl− Cl− Na+ Na+ Cl− Cl− Dissociazione elettrolitica Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni Il fenomeno è dovuto al legame ione – dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni NaCl ⇋ Na+ + Cl- HCl ⇋ H+ + Cl-

  6. Elettrolita forte= specie chimica che in soluzione si dissocia completamente Acidi forti: HCl, HBr, HNO3, HClO4, H2SO4 Elettrolita debole= specie chimica che in soluzione si dissocia parzialmente Acidi deboli: H2CO3, H2SO3, H3PO4, H3PO3, H2S, HF, Soluzioni Elettrolitiche • Le sostanze che in acqua producono ioni si vengono dette elettroliti • La dissociazione da cui si originano si dice dissociazioneelettrolitica • Le soluzioni che così si formano sono dette soluzionielettrolitiche

  7. ACIDI E BASI Gli acidi sono conosciuti ed utilizzati da molti secoli Il più antico, ed il primo per cui è stato utilizzato il termine di origine latina “acidus” (aspro), sembra essere l’acido acetico contenuto nell’aceto. • Gli acidi hanno: • sapore aspro, • reagiscono coi metalli, producendo idrogeno • col calcare, producendo CO2

  8. ACIDI E BASI Anche le basi, un tempo dette alcali, sono conosciute fin dall’antichità • Le basi hanno • sapore amaro, • sono untuose al tatto, • reagiscono con gli acidi neutralizzandoli

  9. Teorie Acido-base • Teoria di Arrhenius • Teoria di Brønsted e Lowry • Definizione di Lewis

  10. Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 La teoria di Arrhenius La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine ‘800 premio Nobel Tutti gli acidi liberano in acqua ioni H+, tutte le basi liberano in acqua ioni OH- HX → H+ + X− MOH → M+ + OH−

  11. Insufficienza della definizione di Arrhenius: • Gli acidi e le basi esistevano solo in acqua • Le uniche basi erano gli idrossidi • Molte basi, come per esempio NH3, non possono formare OH-(aq) per semplice dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere di tipo diverso.

  12. La teoria di Brønsted e Lowry 1923 • Le reazioni acido-base sono considerate come reazioni di trasferimento protonico. Un acido è una specie che dona un protone H+ Una base è una specie che accetta un protone H+ • Secondo questa teoria la ionizzazione di HCl in acqua è vista come il trasferimento di un protone da HCl ad H2O: HCl + H2O  H3O+ + Cl- base acido

  13. La teoria di Brønsted e Lowry • La teoria di Brønsted e Lowry è più generale della teoria di Arrhenius. • Acidi e basi non sono più vincolati al mezzo acquoso • Un acido può esistere solo in presenza di una base e viceversa • Lo ione H+ non può esistere isolato, perché troppo reattivo, ma può solo passare da un acido ad una base durante una reazione chimica • Alcune sostanze possono agire da acido o da base a seconda della specie con cui reagiscono

  14. “coppie acido-base coniugate” ione nitrito acido nitroso ione idrossonio acido 1 acido 2 base 2 base 1 HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq) 1a coppia 2a coppia Le specie coniugate differiscono per un protone (H+)

  15. “coppie acido-base coniugate” ione ammonio ammoniaca ione ossidrile NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) base 1 base 2 acido 2 acido 1 1a coppia 2a coppia Le specie coniugate differiscono per un protone (H+)

  16. Ammoniaca, NH3

  17. Carenze della teoria di Brønsted e Lowry • Vi sono alcune sostanze che portano ad una variazione del pH di una soluzione: • senza accettare o donare protoni. • Serve un modello più generale di cui gli altri modelli sono dei casi speciali.

  18. Definizione di Lewis Acido = accettore di una coppia di elettroni Base = donatore di una coppia di elettroni

  19. Lewis Acids E’ definito acido di Lewis un accettore di una coppia di elettroni.

  20. Lewis Acids E’ definita base di Lewis un donatore di una coppia di elettroni.

  21. Lewis Bases • Qualsiasi composto che può essere una base di Brønsted–Lowry è anche una base di Lewis. Anche reazioni senza trasferimento protonico possono essere classificate come reazioni acido-base secondo Lewis

  22. Equilibri ionici in soluzione acquosa 0 il pH

  23. H H O H O O O H H H H H Dissociazione ionica dell’acqua • La conducibilità elettrica dell’acqua è stata spiegata con la presenza di ioni positivi H+ e negativi OH- • Alcune molecole di acqua hanno subito una dissociazione ionica • La concentrazione degli ioni positivi e negativi è la stessa +

  24. e- H H O H O O O H H H H H Dissociazione ionica dell’acqua L’atomo di idrogeno lascia l’elettrone e, come ione H+, si lega all’ossigeno dell’altra molecola di acqua Un atomo di idrogeno di una molecola di acqua si lega all’atomo di ossigeno di una diversa molecola legame dativo legame idrogeno - + + ioneidronio Ione ossidrile H3O+ OH-

  25. Dissociazione ionica dell’acqua L’equilibrio di autoionizzazione dell'acqua è rappresentato dalla seguente equazione: H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH- L'equazione che definisce il prodotto ionico dell'acqua, rappresentato dal simbolo Kw è: Kw = [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]

  26. Dissociazione dell’acqua • A 25oC • [H+] = [OH-] = 1,0  10-7 mol l-1 • quindi: • Kw = 1,0  10-14 (a 25 °C) • In una qualsiasi soluzione acquosa: • il prodotto di [H+] e [OH-] è sempre uguale a Kw, nonostante le due concentrazioni possano non essere uguali fra loro; • sono sempre presenti entrambi gli ioni H3O+ e OH-, indipendentemente dalla presenza di altri soluti.

  27. Dissociazione dell’acqua • L’acqua come debolissimo elettrolita ha il seguente equilibrio di dissociazione: • o, nella forma teorica: • Per cui la costante dell’equilibrio sarà: 2 H2O ⇄ H3O+ + OH- H2O ⇄ H+ + OH-

  28. Dissociazione dell’acqua • Essendo la concentrazione dell’acqua una costante, sarà • La kW prende il nome di : • COSTANTE DI DISSOCIAZIONE O • DI IONIZZAZIONE DELL’ACQUA anche • PRODOTTO IONICO

  29. Dissociazione dell’acqua • Poiché • Si può affermare che [H3O+] = 1•10−7M ma 1•10−7 M = 0.0000001M

  30. Dissociazione dell’acqua • Per cui possiamo dire che: [H+]=10-3è certamente una soluzione acida [H+]=10-8è certamente una soluzione basica • Quindi valori numerici dell’esponente minori di 7 esprimono soluzioni acide, maggiori di 7 esprimono soluzioni basiche In questo modo, una volta che sia nota la concentrazione di ioni H+ di una soluzione è sempre possibile calcolare immediatamente quella di ioni OH-. Ne deriva che tanto il grado di acidità che di basicità di una soluzione acquosa si può misurare come funzione della sola concentrazione di ioni H+.

  31. Dissociazione dell’acqua

  32. pH logaritmo in base 10 ! pH = - log [H3O+] Il pH • Per maneggiare meglio numeri così piccoli si è deciso di usare una misura detta :

  33. Dato che per definizione: Logaritmo di un numero è la potenza alla quale deve elevarsi il numero 10 (base dei logaritmi) per ottenere il quel numero Si definisce il pH il logaritmo dell’inverso della concentrazione degli ioni idrogeno O, il che è lo stesso, il logaritmo decimale cambiato di segnodella concentrazione degli ioni H+ pH

  34. Più piccolo il pH più grande l’acidità, ossia [H3O+] Scala del pH • Valori di pH per diversi campioni: • Acido: pH da 1 a 6 • Neutro: pH = 7 • Basico: pH da 8 a 14

  35. Scala del pH

  36. Indicatore universale pHmetro tornasole Indicatori Il pH si misura attraverso sostanze dette indicatori, che cambiano di colore a seconda dell’acidità o basicità della soluzione con cui entrano in contatto Esistono vari indicatori ognuno dei quali è utilizzato per misurare uno specifico valore di pH, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di colore Esistono inoltre apparecchi elettronici con sonda ad immersione detti pHmetri

  37. Scala del pH 0 1 H+ H+ H+ OH– H+ 2 Succo di limone, succhi gastrici OH– H+ H+ H+ H+ 3 Succo di pompelmo ACIDITÀ in aumento Soluzione acida Succo di pomodoro 4 5 6 Urina OH– OH– NEUTRALITÀ [H+]=[OH–] OH– 7 Acqua puraSangue umano H+ H+ Acqua OH– OH– H+ H+ 8 H+ Acqua di mare Soluzione neutra 9 10 BASICITÀ in aumento Bicarbonato 11 Ammoniaca per uso domestico OH– OH– 12 Candeggina per uso domestico OH– OH– H+ OH– OH– 13 OH– H+ Schiuma detergente per forni 14 Soluzione basica Scala del pH

  38. Valori di concentrazioni normali ACIDITÀ BASICITÀ

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