Acidi e basi

Acidi e basi

Acidi

• Provocano le cambio di colore nei coloranti vegetali
• Reagiscono con carbonati e bicarbonati per produrre diossido di carbonio gassoso

Basi

Sono corrosive, molti saponi contengono basi.

Acido e base di Arrhenius

Acido: in acqua produce ioni H⁺ (H₂O₃⁺).

Base: in acqua produce ioni OH^-.

Acido e base di Bronsted

Acido: donatore di protoni.

Base: accettore di protoni.

Es: NH₃ + H₂O ⇋ NH₄⁺ + OH^-.

Base acido base acido coniugato coniugato.

Proprietà acido-base dell'acqua

L'acqua si può comportare sia da acido che da base.

H₂O (l) + H₂O (aq) ⇋ equilibrio di autoionizzazione.

⇌⇌

P.s. concetto H₂O + H₂O ⇋ H₃O⁺ + OH^-.

Acido base coniugata acido base coniugata.

Prodotto ionico dell'acqua

K_c = [H⁺][OH^-] / [H₂O] = costante.

K_w [H⁺][OH^-].

La costante del prodotto ionico (K_w) è il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni H⁺ e OH^- ad una determinata temperatura.

A 25°C K_c = 10^-14.

• [H⁺] = [OH^-] la soluzione è neutra
• [H⁺] > [OH^-] la soluzione è acida
• [H⁺] -] la soluzione è basica

pH: misura dell'acidità.

pH = -log [H⁺].

pH[H⁺].

• [H⁺] = [OH^-] pH = 7
• [H⁺] > [OH^-] pH
• [H⁺] -] pH > 7

Un esponente di un acido abbassa il valore di [OH^-] quello di una base il valore di [H₃O⁺].

Acidi e basi

Acidi

• Provocano le cambio di colore nei coloranti vegetali
• Reagiscono con carbonati e bicarbonati per produrre diossido di carbonio gassoso

Basi

Sono scivolose e molti saponi contengono basi.

Acido e base di Arrhenius

Acido: in acqua produce ioni H⁺ (H₃O⁺).

Base: in acqua produce ioni OH^-.

Acido e base di Bronsted

Acido: donatore di protoni.

Base: accettore di protoni.

Es: NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^-.

Base: acido base coniugato coniugato.

Proprietà acido-base dell'acqua

L’acqua è un po’ compositore in base di acido che da base.

H₂O (ac) ⇄ H₂O (aq) ⇄ equilibrio di autoionizzazione.

O^- - H │ ⇄ H₂ - O^- - H │ + H - O :

Base base acido acido coniugato.

P.5 es: H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^-.

Acido base base acido coniugata.

Prodotto ionico dell’acqua

K_c [H₂O⁺] [OH^-] H₂O] = costante.

K_c [H₂O]² = Kw = [H⁺] [OH^-].

La costante del prodotto ionico (K_w) è il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni H⁺ e OH^- ad una determinata temperatura.

A 25 °C K_w = 10^-14 => [H⁺] [OH^-].

[H⁺] = [OH^-] La soluzione è neutra.

[H⁺] -] La soluzione è basica.

[H⁺] > [OH^-] La soluzione è acida.

pH e misura del acido:

pH = - log [H⁺] pH ↑ [H⁺] ↓.

Soluzione [H⁺] = [OH^-] pH = 7 acida [H⁺] > [OH^-] [H⁺] 1 . 10⁷ pH basica [H⁺] -] [H⁺] -7 pH > 7.

Un aggiunta di un acido abbassa il valore di [OH^-] quello di una base le valore di [H₃O⁺].

pH = -log [H⁺].

pOH = -log [OH^-].

pK_w = -log K_w.

pK_a = -log K_a.

pK_b = -log K_b.

log K_w = log [H₃O⁺] + log [OH^-] → pH + pOH = 14.00.

Elettroliti forti e deboli

Elettroliti forti: 100% dissociazione.

Elettroliti deboli: non completamente dissociato.

Es. CH₃COOH ⇄ CH₃COO^- + H⁺ (aq).

Gli acidi forti sono elettroliti forti.

Gli acidi deboli sono elettroliti deboli.

Le basi forti sono elettroliti forti.

Le basi deboli sono elettroliti deboli.

Coppie coniugate acido-base

Coppie coniugate acido-base:

La base coniugata di un acido forte non fa una base minimabile.

Poiché la soluzione ...

Imponendo l'uguaglianza ...

Acido forte o base forte molto diluiti

Se per concentrazione [H₃O⁺]...

H₃O⁺ ≅ Ca [OH^-] ≅ Cb pH acido forte in bassa concentrazione.

Acidi deboli e costanti di ionizzazione acida

Acidi deboli e costanti di ionizzazione acida.

(HA)(aq) + H₂O (l) ⇄ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq).

HA(aq) ⇄ H⁺ (aq) + A^- (aq).

K_a = [H⁺][A^-] / [HA].

Costante di ionizzazione acida.

Quando x è minore del 5% del termine da cui è sottratto.

Risoluzione dei problemi sulla ionizzazione di acidi deboli:

• Identifica le principali specie che possono avere effetto sue pH
• Usa I.C.E.
• Scrivi la K_a
• Calcola le concentrazioni di tutte le specie e/o le pH della soluzione

pH acido debole a diversa concentrazione: HNO₂ K_a = 4.5·10^-4.

Percentuale di ionizzazione per un acido monoprotico: [HA] x 100% [HA]₀.

Basi deboli e costanti di ionizzazione di basi

Basi deboli e costanti di ionizzazione di basi.

NH₃(aq) + H₂O (l) ⇄ NH₄⁺ (aq) + OH^- (aq).

K_b = [NH₄⁺][OH^-] / [NH₃].

Costanti di ionizzazione di coppie coniugate acido-base.

HA (aq) ⇌ H⁺ (aq) + A^- (aq)   K_a.

A^- (aq) + H₂O (l) ⇌ OH^- (aq) + HA (aq)   K_b.

H₂O (aq) ⇌ H⁺ (aq) + OH^- (aq)   K_w.

K_w = K_a·K_b.

Struttura molecolare e forza di un acido

Struttura molecolare e forza di un acido.

H - X → H⁺ + X^-   (H-F << H-Cl < H-Br << H-I).

Più forte è il legame, meno forte è l’acido.

Z > O > N.

• Ossoacidi che hanno atomi centrali (Z) differenti ma che siano dello stesso gruppo e abbiano il medesimo numero di ossidazione
• Ossoacidi che hanno il medesimo atomo centrale (Z) ma differente quantità di O perciò la forza aumenta all’aumentare del m di O₂

Proprietà acido-base dei sali

Proprietà acido-base dei sali.

Soluzioni neutre:

I sali che contengono uno ione di un metallo alcalino o alcalino-terroso (tranne Be²⁺) e le basi coniugate di acidi forti.

Soluzioni basiche:

Sali derivanti da una base forte e un acido debole.

Soluzioni acide:

Sali derivanti da un acido forte e una base debole.

• K_b anione > Ka catione → soluzione basica
• K_b anione < Ka catione → soluzione acida
• K_b anione = Ka catione → soluzione neutra

Il pH delle soluzioni saline

Il pH delle soluzioni saline.

Soluzione salina di bicarbonato di sodio, NaHCO₃.

1^m soluzione acquosa.

HCO₃^- + H₂O ⇌ CO₃^2- + H₃O⁺.

HCO₃^- + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH^-.

K_a2 = [CO₃^2-][H₃O⁺]/[HCO₃^-].

K_b1 = [H₂CO₃][OH^-]/[HCO₃^-]_C.

S = concentrazione di partenza del sale.

1) C_S = [CO₃^2-] + [H₂CO₃] + [HCO₃^-].

2) [H₃O⁺] + C_S = [HCO₃^-] + [OH^-] + 2 * [CO₃^2-] posta C_S adeatta e soddisface.

[H₃O⁺] = Ka₂ * [H₂CO₃] / [HCO₃^-].

[OH^-] = Kw / [H₃O⁺].

Se la soluzione è sufficientemente concentrata posso trascurare [H₃O⁺] e [OH^-] rispetto alle altre due:

[CO₃^2-] ≃ [H₂CO₃].

Considerando l'equilibrio:

H₂CO₃ + 2 H₂O ⇌ 2 H₃O⁺ + CO₃^2-.

Ka₁ * Ka₂ = [H₃O⁺]²[CO₃^2-] / [H₂CO₃].

[H₃O⁺]² = Ka₁ * Ka₂.

pH = (pK_a1 + pK_a2) / 2.

(pK dei anfoteri) (pH indipendente dalla concentrazione del sale).

Nel caso dell'acido carbonico è Ka₁ = 6,3 * pKa₂ = 10,25 è pertanto per relazione sufficientemente concentrata il sale.

pH = (6,3 + 10,25) / 2 = 8,31.

Ottengo:

[CO₃^2-] = C_S * Ka₁ * Ka₂ / [H₃O⁺]² + Ka₁ * Ka₂.

[HCO₃^-] = C_S * Ka₁ / [H₃O⁺] + Ka₁.

[H₂CO₃] = C_S [H₃O⁺]² / [H₃O⁺]² + Ka₁ * Ka₂.

Bilancio protonico: La somma delle concentrazioni delle specie che hanno acquisito un protone deve essere uguale alla somma di quelle che lo hanno ceduto in un equilibrio di bicarbonato di sodio.

H₂CO₃ - - - + -CO₃^2- - - - - - + + HCO₃^- - - - + +OH^- +H₃O⁺ -.

[H₂CO₃] + [H₃O⁺] = [CO₃^2-] + [OH^-].

In generale per gli acidi diprotici la seconda costante di dissociazione di acido è trascurabile rispetto alla prima.

Acido e base di Lewis

Acido e Base di Lewis:

Acido: sostanza che può accettare una coppia di elettroni.

Base: sostanza che può donare una coppia di elettroni.

Equilibri acido-base ed equilibri di solubilità

Equilibri acido-base ed equilibri di solubilità.

Effetto ione comune:

Spostamento dell'equilibrio causato dall'aggiunta di un composto che ha un ione in comune con la sostanza sciolta.

Le premisce di uno ione comune deprimono la ionizzazione di un acido debole o una base debole.

Esempi:

Miscela di _CH3COOH (elettrolita debole) e _CH3COONa (acido debole).

_CH3COONa (s) → Na⁺(aq) + _CH3COO⁻(aq) [ione comune].

_CH3COOH (aq) + H⁺ (aq) + _CH3COO⁻(aq).

Esempio di un acido debole HA:

Ka = [H⁺][A⁻] / [HA].

X trascurabile per cui equilibrio:

−log [H⁺] + log Ka = log [HA] / [A⁻].

pH = pKa + log [base coniugata] / [acido].

Se [A⁻] = [HA] → pKa = −log Ka → pH ≈ pKa.

Soluzione tampone

Soluzione tampone:

Soluzione di:

Un acido debole & un'ade alla base debole e una base debole & un'ade alla base debole.

Devono essere presenti entrambi.

Una soluzione tampone fra il tentativo di resistere ai cambi di pH in seguito ad aggiunzione di piccole quantità di acido o di una base.

Im soluzione (soluzione tampone) il pH è constante.

Soluzione contenente acido e base coniugata in concentrazione C_a e C_b:

In soluzione sono presenti gli equilibri:

A⁻ + H₂O → OH⁻ + HA.

Equilibrio di auto-protelisi.

Valgono le seguenti equazioni:

C_a + C_b − [A⁻] − [HA].

K_w = [OH⁻][H₃O⁺].

Tenendo conto equilibrio di autoprotolosi ottengo.

[H₃O⁺] = Ka ⋅ {[H₂O] + [H₃O⁺]} / [Cl^-] ⋅ [H₂O⁺].

Ingieme se [H₃O⁺] è trascurabile rispetto a Ca e Cb ottengo:

log [H₃O⁺] = log Ka ⋅ [Cb / Ca].

pH = pKa + log Cb / Ca.

Titolazione

Titolazione.

In una titolazione una soluzione di concentrazione nota, viene aggiunta gradualmente a una soluzione di una concentrazione ignota, fino a quando la reazione tra le due soluzioni è completa.

Indicatire: sostanze che cambiano colore che (aderiamo a) il punto di equivalenza.

Titolazione di acido forte + base forte → pH neutro → 7.

Es. NaOH (aq) + HCl (aq) → [H₂O (l) _{- Cl (aq)]}.

OH^- (aq) + H⁺ (aq) → H₂O (l).

← V NaOH aggiunto.

Titolazione acido debole base forte → pH > 7.

Es [CH₃COOH] (aq) + [NaOH] (aq) → CH₃COONa (aq) + H₂O (l).

CH₃COOH (aq) + [OH^- (aq)] → CH₃COO^- (aq) + H₂O (l).

Al punto di equivalenza.

[CH₃COO^-] (aq) + H₂O (l) → OH^- (aq) + CH₃COOH (aq) equivalence point.

Titolazione di un acido debole con una base forte

Titolazione di un acido debole con una base forte.

Supponiamo di titolare 100 mL di CH₃COOH 0,1 M con NaOH 0,1 M.

Calcolazione di pH Variando volume aggiunto:

pH iniziale di una soluzione 0,1 M di CH₃COOH.

[H₃O⁺] = [Ka ⋅ Ca ⋅ ] / 2,8 ⋅10^-3.

Applicando ecq. e Henderson e assempre più 2,4 ⋅6 Consapevole.

Considerazione e sistema quibus vale [H₂A] + [T e Ca] ↔ [Ca] [H] [OH^-] - [H₃O⁺].

[K ' 3,80' ] perché siamo in ambiente acido sum [H₃O⁺] = {(KaA) {[H₃O⁺]+ KaCaA}.

Dissolve di omisione → pH 2,86 5.

Consideri [H₃O⁺]= Diss ./2 A /1000-0,1 ⋅40² O,40 ⋅10^-1 3,9 ⋅10^-5.

Siccome x = 100 10.sup.-0,3² pH=pKa log Ca[Ca → (1/80²)log 10_3/3,83,8>) = 3,8.

C[100 ml L] NaOH 3.20 → pH 4.62.

Dopodiché fine punto di equivalenza si formi una reione di Na CH₃COO con concentrato.

50.0 mL/2[ec volieme and metodo] sectio pH ^{1005 K/M}(&rotate; / [8/Z][100 mL NaOH] su una sharezione di CH₃COO^{Ma → 0,05 M} e \\ cchi.

[CH₃COO^-] = [OH^-] = [CH₃COOH] = [H₂O].

[CH₃COO^-] = [OH^-] = [CH₃COOH] = [H₂O].

K_w/[Na⁺] = [/‰b].

Le bilancio di ioni: NH₄⁺ = [CH₃COONa] = [CH₃COO^-].

Sostituendo nell’equazione: [OH^-] = [CH₃COO^-]/K_w = (C_ac [AQ] + [OH^-] [OH^-) / ([Na⁺] - [OH^-).

Solvando otteniamo pH = 6.78.

Titolazione base debole acido forte

Titolazione base debole acido forte.

Es. HAc (aq) + NH₃ (aq) → NH₃ (aq) + NaCl (aq).

Al punto di equivalenza: [NH₄⁺] = [NH₃] (aq) + NH₃ (aq).

Indicatore acido-base

Indicatore acido-base.

HInd (aq) ↔ H⁺ (aq) + Ind^- (aq).

K_Ind = [H⁺] [Ind^-] / [HInd].

Intervallo di viraggio: pH = pK_Ind ± 1 Quando [Ind^-] = [HInd].

[HInd (aq)] > [H⁺ (aq) + Ind^- (aq)].

[In^- (aq)] > [Ind^- (aq) + HInd (aq)].

Equilibri di solubilità

Equilibri di solubilità.

Ex. AgCl (s) ↔ Ag⁺ (aq) + Cl^- (aq).

K_SP = [Ag⁺] [Cl^-].

K_sp è l'equilibrio di solubilità.

Prodotto di solubilità: prodotto delle concentrazioni molari degli ioni costituenti.

Dissoluzione di un solido ionico.

Q sp → soluzione insatura.

Q = K_sp → soluzione satura.

Q > K_sp → soluzione soprasatura.

Solubilità molare (mol/L): è il numero di Solubilità (g/L): è il numero di.