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Reazioni acido-base

Reazioni acido-base. Lezione 5. Definizione di Arrhenius (1887):. Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927. Acidi e Basi. acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido  H + ( aq ) + ... Base  OH - ( aq ) +.

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Reazioni acido-base

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Presentation Transcript

  1. Reazioni acido-base Lezione 5

  2. Definizione di Arrhenius (1887): Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Acidi e Basi acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido  H+(aq) + ... Base  OH-(aq) + ...

  3. 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.

  4. Definizione di Brønsted e Lowry (per acidi e basi in soluzioni acquose) Acido = donatore di protoni Base = accettore di protoni

  5. 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) A 25°C si ha Kw = 10-14

  6. ione nitrito acido nitroso ione idrossonio acido 1 acido 2 base 2 base 1 “coppie acido-base coniugati” HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq)

  7. ione ammonio ammoniaca ione ossidrile NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) base 1 base 2 acido 2 acido 1

  8. HClO2(aq) + H2O(l) ⇄ ClO2-(aq) + H3O+(aq) N2H2(aq) + H2O(l) ⇄ N2H3+(aq) + OH-(aq)

  9. 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-]

  10. Soluzione neutra: Soluzione acida: Soluzione basica:

  11. 10-8 10-11 10-14 100 10-3 10-6 10-10 10-2 10-13 10-5 10-9 10-12 10-1 10-4 10-7 a 25°C [H3O+] < [OH-] [H3O+] > [OH-] [H3O+] soluzione basica soluzione acida soluzione neutra [H3O+] <10-7 M [OH-] > 10-7 M [H3O+] > 10-7 M [OH-] < 10-7 M [H3O+] = [OH-] = 10-7 M

  12. Pioggia Aceto Sangue 8 11 14 0 3 6 10 2 13 5 9 12 1 4 7 Succo d’arancio Latte Ammoniaca per uso domestico Sostanze di uso quotidiano pH

  13. 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.

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

  15. 8 11 14 0 3 6 10 2 13 5 9 12 1 4 7 a 25°C pH > pOH pH < pOH pH soluzione acida soluzione basica pH >7 pOH < 7 pH < 7 pOH > 7 soluzione neutra pH = pOH = 7 Cambiando temperatura, come variano le condizioni di pH?

  16. H3O+(aq) + OH-(aq) ⇄2 H2O(l) H° < 0 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) H° > 0

  17. T > 25°C 25°C 10-13 H° > 0 10-14 lnKw 10-15 10-16 T < 25°C 1/T 1/T Soluzione neutra: A 25°C: pH = 7; a T < 25°C: pH > 7; a T > 25°C: pH < 7

  18. 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:

  19. 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:

  20. IDROLISI DEI SALI (reazioni acido base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica) in acqua non dà reazioni acido-base NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) Cl- è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl- è una base con forza praticamente nulla

  21. HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq) NO2-(aq) + H2O(l) ⇄HNO2(aq) + OH-(aq) NaNO2(s)  Na+(aq) + NO2-(aq) NO2- è la base coniugata di HNO2, e quest’ultimo è un acido debole quindi… IDROLISI BASICA

  22. NH3(aq) + H2O(l) ⇄NH4+(aq) + OH-(aq) NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq) NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è una base debole quindi… IDROLISI ACIDA

  23. In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha: Ka Kb = Kw Per esempio, per NH4+-NH3:

  24. Riepilogo: Acido debole: Base debole: Idrolisi acida: Idrolisi basica:

  25. Quando in una soluzione sono presenti sia un acido debole che la sua base coniugata… per esempio: HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq) con ca e cbin quantità paragonabili cb ca se x << ca e x << cb

  26. Un soluzione con un acido debole e la sua base coniugata, con ca e cb in quantità paragonabili, è un tampone. 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

  27. Riepilogo: Tampone formato da un acido debole e la sua base coniugata: Tampone formato da una base debole e il suo acido coniugato:

  28. INDICATORI DI pH HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq) rosso giallo

  29. Quando [H3O+] >> Ka la soluzione appare gialla Quando [H3O+] << Ka la soluzione appare rossa Quando [H3O+] Ka la soluzione appare arancione 8 11 14 0 3 6 10 2 13 5 9 12 1 4 7 pH pKa = - log10Ka arancio giallo rosso Rosso cresolo

  30. Timolftaleina Metilarancio 8 11 14 0 3 6 10 2 13 5 9 12 1 4 7 Verde di cresolo Fenoftaleina Rosso di metile Indicatori

  31. ACIDI POLIPROTICI H3PO4(aq) + H2O(l) ⇄ H2PO4-(aq) + H3O+(aq) K1 = 7,1×10-3 H2PO4-(aq) + H2O(l) ⇄ HPO42-(aq) + H3O+(aq) K2 = 6,2×10-8 HPO4-(aq) + H2O(l) ⇄ PO43-(aq) + H3O+(aq) K3 = 4,4×10-13 H2CO3(aq) + H2O(l) ⇄ HCO3-(aq) + H3O+(aq) K1 = 4,7×10-7 HCO3-(aq) + H2O(l) ⇄ CO32-(aq) + H3O+(aq) K2 = 4,7×10-11 H2SO4(aq) + H2O(l) ⇄ HSO4-(aq) + H3O+(aq) K1 = ~102 HSO4-(aq) + H2O(l) ⇄ SO42-(aq) + H3O+(aq) K2 = 1,2×10-2

  32. Esempio di elettroliti forti 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)

  33. CaCO3(s) ⇄Ca2+(aq) + CO32-(aq) a 25°C Kps = 8,7×10-9 Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq) a 25°C Kps = 6,2×10-12 Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) a 25°C Kps = 1,1×10-36

  34. Solubilità (s, in mol L-1) in acqua pura: Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq) 2s s a 25°C Solubilità = concentrazione del soluto che si scioglie nella soluzione, all’equilibrio, ad una certa temperatura.

  35. Solubilità in acqua pura: CaCO3(s) ⇄Ca2+(aq) + CO32-(aq) s s a 25°C

  36. Solubilità a 25°C in [OH-]=10-10: Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) s 3 s Solubilità a 25°C in acqua pura:

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