Equilibrio chimico

F H O

Pertanto deve essere considerata una base e un acido.

- +

 3

HF F coppia coniugata acido-base.

e differiscono solo per un protone e sono chiamati

-

 Questo fatto presuppone che un acido si possa comportare tale solo in presenza di una seconda

 specie che sia in grado di accettare il protone, comportandosi da base.

La reazione precedente può essere scritta nel seguente modo:

HF + H O F + H O

-(aq) +(aq)

⇆

(aq) 2 (l) 3

acido + base base + acido

⇆

1 2 1 2

dove i numeri indicano le coppie coniugate.

ione carbonato

Il comportamento dello come base può essere spiegato dalla reazione che segue

risolvendo la seconda problematica correlata alla definizione di Arrhenius e al comportamento basico di

sostanze prive di ioni OH .

- CO + H O HCO + OH

32-(aq) 3-(aq) -(aq)

⇆

2 (l)

base + acido acido + base

⇆

1 2 1 2

ione ammonio:

In modo simile si può spiegare il comportamento acido dello

NH + H O NH + H O

4+(aq) +(aq)

⇆

2 (l) 3(aq) 3

acido + base base + acido

⇆

1 2 1 2

o quello basico dell’ammoniaca:

NH + H O NH + OH

4+(aq) -(aq)

⇆

3(aq) 2 (l)

base + acido acido + base

⇆

1 2 1 2

ClO + H O

HClO + H O 4-(aq) +(aq)

3

4 (aq) 2 (l)

acido + base base + acido

1 2 1 2

G. Lewis

L’ultima generalizzazione del concetto di acido e di base viene effettuata da (1932) il quale

prevede lo scambio di una coppia di elettroni anziché di un protone:

per l’equilibrio acido-base “si

definisce quindi acido una sostanza in grado di accettare una coppia di elettroni e base una sostanza

in grado di cederla.” F NH

H e di o di come basi:

In questo contesto appare evidente il ruolo acido di + - 3

H + :F H-F

+(aq) -(aq) ⇆ (aq)

acido + base

H + :NH NH

+(aq) 4+(aq)

⇆

3(aq)

acido + base

Questa definizione, oltre a conglobare le due precedenti (Arrhenius e Bronsted e Lowry), estende i

anche le reazioni in assenza di solvente:

spiegare

concetti di reazione acido-base, potendo ad esempio,

BaO: + SO BaSO

⇆

(s) 3(g) 4(s)

base + acido sale

⇆

chimica di coordinazione

Questa teoria trova un’ampia applicazione nella di cui un esempio tipico è la

tricloruro di boro (acido di Lewis) l’ammoniaca (base di Lewis)

reazione tra il e per formare un

addotto, composto di coordinazione, analogo al sale (ma profondamente diverso) della teoria di

Bronsted-Lowry:

BCl + :NH BCl -NH

⇆

3(g) 3(g) 3 3(s)

acido + base addotto

⇆ Prodotto ionico dell’acqua

HF

Si è visto come scambi il proprio protone, esibendo carattere acido, con l’acqua la quale si comporta

base:

come HF + H O F + H O

-(aq) +(aq)

⇆

(aq) 2 (l) 3

acido + base base + acido

⇆

1 2 1 2

Si è anche visto il comportamento basico dell’ammoniaca in presenza di acqua che, in questo caso si

acido in quanto cede un protone:

comporta come un NH + H O NH + OH

4+(aq) -(aq)

⇆

3(aq) 2 (l)

base + acido acido + base

⇆

1 2 1 2

L’acqua può quindi comportarsi come acido o come base in funzione dell'ambiente in cui si

 trova.

Essa può però comportarsi da acido o da base anche nei confronti di se stessa, dando luogo ad una

 autoprotolisi, autoionizzazione autodissociazione:

reazione nota come reazione di o anche

H O + H O H O + OH

+(aq) -(aq)

⇆

2 (l) 2 (l) 3

base + acido acido + base

⇆

1 2 1 2

ma in modo molto limitato 1 molecola

Questo equilibrio è sì spostato verso destra, (si dissocia

 ogni 555 milioni circa), come dimostrato dal fatto che l’acqua pura conduce la corrente elettrica in

modo molto ridotta.

H O + H O H O + OH

+(aq) -(aq)

⇆

2 (l) 2 (l) 3 la sua attività è da considerarsi

Normalmente l’acqua è il solvente in cui si costituisce l’equilibrio e

a = f c 0 < f < 1

.

unitaria ( ).

con H O

Inoltre, essendo la reazione di autoprotolisi molto spostata verso i reagenti, le concentrazioni di e

+

3

sono molto basse

OH e in pratica coincidenti con le relative attività.

- 0,997 gr/mL

Poiché l’acqua pura ha una densità di a 25°C, il peso di un litro di acqua è:

(0,997gr/mL 1000 mL/L) = 997 gr/L

.

Il numero di moli contenute in un litro è:

(997 gr/L ) / (18,01 gr/mol) = 55,3 mol/L

la concentrazione dell’acqua non vari apprezzabilmente in seguito

E’ quindi possibile ritenere che O] K.

alla dissociazione [H ed inglobarlo nella costante

e considerare costante il termine 2

2

In definitiva si definisce una nuova costante di equilibrio:

K = [H O ][OH ]

+ -

W 3

K 1,00 10

La quantità viene definita e a 25°C vale .

costante del prodotto ionico dell'acqua . -14

W

In assenza di sostanze in grado di perturbare l’equilibrio di dissociazione dell’acqua, o meglio, di

O (acidi) ioni OH (basi),

ioni H o si ha:

sostanze che dissociandosi in acqua forniscono + -

3

[H O ] = [OH ]

+ – = [H O ][OH ] = [H O ]

K + – + 2

3 w 3 3

K = 1,0 10 [H O ] = 1,0 10 M

. -14 + . –7

e a 25°C poiché si ha:

w 3

[H O ] = [OH ] neutre

le soluzioni in cui è sono dette ed a 25°C sono

+ –

 3

caratterizzate da: [H O ] = [OH ] = 1,0 10 M

+ – . –7

3

[H O ] > [OH ] acide

le soluzioni in cui è sono dette

+ –

 3

[H O ] < [OH ] basiche

le soluzioni in cui è sono dette

+ –

 3

[OH ] [H O ]

Poiché le concentrazioni di e possono variare entro limiti molto ampi, torna in questi casi

- +

3

la notazione logaritmica,

utile per cui:

“si definisce come pH il valore del logaritmo negativo in base 10 della concentrazione molare dello

O

ione H .”

+

3 pH = -log[H O ]

+

3

da cui deriva: log[H O ] = -pH

+

3

e per definizione di logaritmo: [H O ] = 10

+ -pH

3

“ si definisce come pOH il valore del logaritmo negativo della concentrazione molare dello ione OH ”

.

-

pOH = -log[OH ]

-

da cui deriva: log[OH ] = -pOH [OH ] = 10

- - -pOH

e

Dal prodotto ionico dell’acqua si ricava la relazione che permette la conversione di pH e pOH:

K = [H O ][OH ] = 1,0 10

+ – . -14

w 3

-logK = -log([H O ][OH ]) = -log(1,0 10 )

+ – . -14

w 3

pK = -log[H O ] - log[OH ] = -(-14)

+ –

w 3

pK = -log[H O ] - log[OH ] = 14

+ –

w 3

pK = pH + pOH = 14

w

soluzione acida pH < 7 ([H O ] > [OH ]) pOH > 7 ([H O ] > [OH ])

+ – + –

3 3

soluzione neutra pH = 7 ([H O ] = [OH ]) pOH = 7 ([H O ] = [OH ])

+ – + –

3 3

soluzione basica pH > 7 ([H O ] < [OH ]) pOH < 7 ([H O ] < [OH ])

+ – + –

3 3

Es.01 – Calcolare il pH di una soluzione in cui la concentrazione di H O è 0,050mol/L

+

3

= 1,30

pH O ] = -log [0,050]

= -log [H +

3 O in questa soluzione?

Es.02 – Il pH di una soluzione è 3,301. Quale è la concentrazione di H +

3

[H O ] = 5,00 10 M

O ] → log [H O ] = -3,301 → = 10

pH = -log [H + . -4

+ + -3,301

3

3 3

K = [H O ][OH ] = 1,0 10

+ - . -14

W 3

pH = -log[H O ] pOH = -log[OH ]

+ -

3 [OH ] = 10

- -pOH

[H O ] = 10

+ -pH

3

Anfoteria

Il comportamento acido o basico di una sostanza può dipendere dall'ambiente in cui si trova, l’acqua è

anfiprotica.

per esempio una specie

anfoteria o anfoterismo la capacità di una

Il termine è invece un termine più generale che descrive

di reagire sia come acido che come base.

sostanza esibiscono anfoteria accettando e

Il descrive i casi in cui le sostanze

comportamento anfiprotico

donando un protone, H .

+ in quanto da un lato reagiscono con acidi per

Molti idrossidi metallici insolubili sono anfoteri,

 formare sale e acqua, e dall’altro reagiscono con eccessi di basi forti e si sciolgono.

di alluminio

L’idrossido è un tipico idrossido metallico anfotero.



Il suo comportamento come base è illustrato dalla reazione con acido nitrico:

Al(OH) + 3HNO → Al(NO ) + 3H O

3(s) 3(aq) 3 3(aq) 2 (l)

Quando un eccesso di una soluzione di una qualsiasi base forte, come NaOH è aggiunto all’idrossido di

si comporta come acido e si scioglie:

allumino solido, Al(OH)

3

Al(OH) + NaOH → NaAl(OH)

3(s) (aq) 4(aq)

Zn(OH) + 2HCl → ZnCl + 2H O

2(s) (aq) 2(aq) 2 (l)

Zn(OH) + 2NaOH → Na [Zn(OH) ]

2(s) (aq) 2 4 (aq)

Sn(OH) + 4HCl → SnCl + 4H O

4(s) (aq) 4(aq) 2 (l)

Sn(OH) + 2NaOH → Na [Sn(OH) ]

4(s) (aq) 2 6 (aq)

Acidi e basi forti

Acidi forti HClO HCl, HNO HBr,

sono , ,

 4 3

HI, essi sono completamente dissociati in

soluzione acquosa.

Basi forti idrossidi dei

sono da considerarsi gli

 metalli alcalini Ca(OH) ,

oppure altri come 2

Ba(OH)

Sr(OH) e .

2 2

HCl + H O H O + Cl

→ + -

2 3

In soluzione è contemporaneamente presente anche l’equilibrio di auotodissociazione dell’acqua che è in

O

H :

grado di fornire un certo numero di ioni +

3

2H O H O + OH

+ –

⇆

2 3

Nella maggior parte dei casi quest’ultimi possono essere trascurabili confronto quelli che derivano

dalla dissociazione dell’acido e il calcolo delle concentrazioni delle specie ioniche in soluzione viene

eseguito come nel caso dei sali completamente dissociati.

Es.02 - Calcolare il pH di una soluzione ottenuta da 50,7 ml di HCl concentrato (37% in peso, d =

1,190gr/ml) e acqua fino ad un volume finale di un litro.

O ] → [H O ] = ?

pH = -log[H + +

3 3 22,3 gr di HCl

(37/100) = 0,440 gr di HCl in 1 mL → (50,7 0,440) =

1mL = 1,190 gr → 1,190 . .

(22,3 gr/36,46 gr/mol) = 0,612 mol di HCl → in 1 L si ha [HCl] = 0,612M

O → H O + Cl

HCl + H

La dissociazione dell’acido in acqua è completa: + -

2 3

[H O ] pH = 0,213

= 0,612 → = -log [H O ] = -log(0,612)

+ +

3 3

Es.03 - Calcolare il pH di una soluzione 1,34 10 M di Ba(OH) L’idrossido di bario è una base

.

. -2 2

forte. O ] → [H O ] = ?

pH = -log[H + +

3 3 → Ba + 2OH

Ba(OH)

La dissociazione della base è completa: 2+ -

2

[OH