Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Motta Alessandro, libro consigliato Chimica un approccio molecolare, Tro

Esistono 3 teorie che classificano gli acidi e le basi

Teoria di Arrhenius

Acido: una sostanza capace di liberare ioni H⁺Base: una sostanza capace di liberare ioni OH^-

HCl (aq) → H⁺ + Cl^-

H⁺ + :O: H⁺ (ione idrossonio)entrambi indicano uno ione H⁺ solvatato in acqua

NaOH (aq) → Na⁺ + OH^-

Gli acidi e le basi reagendo tra loro si neutralizzanoa vicenda formando acqua:

H⁺ (aq) + OH^- (aq) → H₂O (l)

Teoria di Brønsted-Lowry

Acido: sostanza capacedi donare protoni (ioni H⁺)Base: sostanza capace di accettare protoni (ioni H⁺)

HCl (aq) + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

NH₃ (aq) + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Pur non contenendo lo ione OH^-, è capace diprodurlo se posta in acqua

Secondo questa teoria gli acidi e le basi sonopresenti sempre contemporaneamente:

• HCl (aq) + H₂O (l) → H₃O⁺ (aq) + Cl^- (aq)
• NH₃ (aq) + H₂O (l) ⇌ NH₄⁺ (aq) + OH^- (aq)

le sostanze, come l'acqua, che possono comportarsisia da base sia da acido sono dette anfotere

NH₄⁺ + OH^- ⇌ NH₃ + H₂O

Se scritta al contrario la base della reazione direttasi è trasformata nell'acido della reazione inversa:NH₃/NH₄⁺ coppia coniugata acido-base

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Esistono 3 teorie che classificano gli acidi e le basi

Teoria di Arrhenius

Acido: una sostanza capace di liberare ioni H⁺Base: una sostanza capace di liberare ioni OH^-

HCl (aq) → H⁺ + Cl^-

H⁺ + → H₃O⁺ ione idrossonio

entrambi indicano uno ione H⁺ solvatato in acqua

NaOH (aq) → Na⁺ + OH^-

Gli acidi e le basi reagendo tra loro si neutralizzano a vicenda formando acqua:

H⁺ (aq) + OH^- (aq) → H₂O (ℓ)

Teoria di Brønsted-Lowry

Acido: sostanza capace di donare protoni (ioni H⁺)Base: sostanza capace di accettare protoni (ioni H⁺)

HCl (aq) + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

NH₃ (aq) + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

pur non contenendo lo ione OH^-, è capace di produrlo se posta in acqua

Secondo questa teoria gli acidi e le basi sono presenti sempre contemporaneamente:

HCl (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ H₃O⁺ (aq) + Cl^- (aq)

NH₃ (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ NH₄⁺ (aq) + OH^- (aq)

Le sostanze, come l'acqua, che possono comportarsi sia da base sia da acido sono dette anfotere

NH₄⁺ + OH^- ⇌ NH₃ + H₂O

Se scritta al contrario la base della reazione diretta si è trasformata nell'acido della reazione inversa:

NH₃/NH₄⁺ coppia coniugata acido-base

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

FORZA degli ACIDI

Un ACIDO FORTE si ionizza completamente in soluzione, un ACIDO DEBOLE si ionizza solo parzialmente.

Acidi Forti

• ACIDO CLORIDRICO (HCl)
• ACIDO NITRICO (HNO₃)
• BROMIDRICO (HBr)
• PEROCLORICO (HClO₄)
• IODIDRICO (HI)
• SOLFORICO (H₂SO₄) diprotico

Acidi deboli

La doppia freccia indica una parziale ionizzazione.

HF (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + F^- (aq)

Se un acido è forte o debole dipende dal grado di attrazione tra A^- e H⁺

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)

Se l'attrazione tra A^- e H⁺ è debole, l'acido è forte.

es.

• ACIDO FLUORIDRICO (HF)
• ACIDO SOLFOROSO (H₂SO₃)
• ACETICO (H₂C₂H₃O₂)
• CARBONICO (H₂CO₃)
• FORMICO (HCO₂H)
• FOSFORICO (H₃PO₄)

La forza di un acido può essere quantificata dal valore della COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA (K_a), costante di equilibrio della reazione di ionizzazione di un acido debole in acqua.

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)

HA (aq) ⇌ H⁺ (aq) + A^- (aq)

la costante di equilibrio è:

K_a = ^[H₃O+][A-]⁄_[HA] = ^[H+][A-]⁄_[HA]

minore è K_a, minore è la forza dell'acido.

Come abbiamo visto l’acqua è una sostanza anfotera anche allo stato puro, nel proprio processo di autoionizzazione:

H₂O (l) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH^- (aq)

H₂O (l) ⇌ H⁺ + OH^-

K_w = [H⁺] [OH^-]

costante di dissociazione dell’acqua

T = 25°C K_w = 1.0 x 10^-14

Quando [OH^-] = [H⁺] la soluzione è NEUTRA

[OH^-] = [H⁺] = √K_w = 1.0 x 10^-7

In una soluzione acida, la concentrazione di H⁺ aumenta ma K_w = 1,0 x 10^-14 → OH^- deve diminuire:

ES

[H⁺] = 1.0 x 10^-3

(1.0 x 10^-3)[OH^-] = 1.0 x 10^-14

[OH^-] = 1.0 x 10^-14 / 1.0 x 10^-3 = 1.0 x 10^-11 M

In una soluzione basica, aumenta [OH^-].

La scala del pH è il modo per specificare l'acidità di una soluzione:

pH = -log [H₃O⁺]

ES

pH = -log [H₃O⁺]

= -log [1.0 x 10^-3]

= - (-3)

= 3,00 soluzione acida.

pH < 7 soluzione acida

pH = 7 soluzione neutra

pH > 7 soluzione basica

Esiste anche la scala pOH analoga a quella del pH ma si riferisce a [H₃O⁺]

pOH = -log[OH^-]

L'acidità o la basicità può essere anche espressa in termini di pK_a:

pK_a = -logK_a

Calcolo delle concentrazioni di H₃O⁺ e di pH di soluzioni di acidi forti e deboli

Le reazioni responsabili dell'acidità della soluzione sono:

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)   acido forte/deboleH₂O (l) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH^- (aq)   K_w = 1.0 x 10^-14

Acidi forti

La concentrazione di H₃O⁺ in una soluzione di acido forte è uguale alla concentrazione dell'acido dissociato in soluzione.

0.10 M HA ➞ [H₃O⁺] = 0.10 M ➞ pH = -log(0.10) = 1

Acidi deboli

La concentrazione di H₃O⁺ NON è uguale alla concentrazione dell'acido debole

HA (aq) + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^-   K_a

per determinare x uso K_a

K_a = ^[H₃O+][A-]/_[HA]

= ^x2/_{0,10 - x}

Percentuale di ionizzazione di un acido debole

% ionizzazione = _{concentrazione acido ionizzato} /^{concentrazione iniziale acido} × 100 = ^{[H₃O+]_equil.}/_[HA]iniz. × 100

> [H₃O⁺] di un acido debole all’equilibrio ↑, con ↓ [HA]

> % ioniz. di un acido debole ↑, ↓ [HA]

Miscele di acidi

Acido forte + acido debole gli ioni [H₃O⁺] provengono prevalentemente dall’acido forte

Acido debole + acido debole L’acido più debole non contribuisce in maniera significativa.

Soluzioni Basiche

Basi forti

È una base che si ionizza completamente in soluzione IA e IIA basi forti

1 M (OH)₂ formano 2 moli di OH^-

Sr (OH)₂ → Sr²⁺ + 2 OH^-

Basi deboli

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH^-

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Il grado di ionizzazione di una base debole può essere quantificato mediante la costante di ionizzazione basica (K_b):

K_b = [BH⁺][OH^-]/[B]

Minore è K_b, minore è la forza della base.

Calcolare il pH e la concentrazione di ioni OH^- in soluzioni basiche

Es. calcolare la concentrazione di OH^- e il pH delle seguenti soluzioni:

1. 0,225 M KOH

[OH^-] = 0,225 H

[H₃O⁺][0,225] = K_w = 10 x 10^-14

[H₃O⁺] = 10 x 10^-14 / 0,225

[H₃O⁺] = 4,44 x 10^-13

pH = -log [4,44 x 10^-14] = 13,35

2. 0,0230 M Sr(OH)₂

[OH^-] = 0,0230 M

[H₃O⁺][0,0230] = 10 x 10^-14

[H₃O⁺] = 333,3 x 10^-14

pH = -log [333,3 x 10^-14] = 12,68

3. NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

NH₃ NH₄⁺ OH^- Inizio 0,200 0,00 0,00 Cambiamento - x + x + x Fine 0,200 - x + x + x

K_b = [NH₄⁺][OH^-]/[NH₃]

K_b = x² / (0,200 - x)

1,76 x 10^-5 = x² / 0,200 - x

x = 1,33 x 10^-3

[OH^-] = 1,33 x 10^-3 M

[H₃O⁺][OH^-] = 10 x 10^-14

[H₃O⁺] = 7,52 x 10^-12

pH = -log (7,52 x 10^-12) = 11,12

Proprietà acido-base di ioni e sali

Anioni come basi deboli

Ogni anione può essere considerato come la base coniugata di un acido

• un anione che è la b.c. di un acido debole è una base debole K_a x K_b = K_w
• un anione che è la b.c. di un acido forte dà origine a soluzioni con pH neutro

Cationi come acidi deboli

cationi che sono cationi di basi forti

• NaOH si dissocia completamente
• ione idrossido non influenza il pH

cationi che sono basi coniugate di basi deboli

Ognuno di questi cationi si comporta come un acido debole K_a x K_b = K_w

Cationi metallici piccoli con elevata carica.formano soluzioni debolmente acide

Al³⁺, Fe³⁺

Al(H₂O)₆³⁺ + 6 H₂O → Al(H₂O)₆³⁺

Al(H₂O)₆³⁺ + H₂O ⇌ Al(H₂O)₅(OH)²⁺ + H₃O⁺

Soluzioni saline acide, basiche o neutre

1. I sali costituiti da un catione e da un anione con caratteristiche neutre danno luogo asoluzioni neutre.

NaCl Ca(NO₃)₂ KBr

2. I sali costituiti da un catione con caratteristiche neutre e da un anione a caratteristichche basiche danno luogo a soluzioni basiche.

NaF Ca(CH₃COO)₂ KNO₂

gli anioni sono le basi coniugate di acidi deboli

3. I sali costituiti da un catione con caratteristiche acide e da un anione a caratteristiche neutre danno luogo a soluzioni acide.

FeCl₃ Al(NO₃)₃ NH₄Br

i cationi sono acidi coniugati di basi deboli/cationi metallici ad elevata carica

4. I sali costituiti da un catione con caratteristiche acide e da un anione concaratteristiche basiche danno luogo a soluzioni il cui pH dipende dalle forze relativedell'acido e della base.

FeF₃ Al(CH₃COO)₃ NH₄NO₂

Il pH si determina confrontando la Ka dell’acido con la Kb della base.

Riassumendo:

Acidi Poliprotici

Un acido che contiene due o più protoni ionizzabili (₂SO₃) (₃P₄)

H₂SO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HSO₃^-(aq)

HSO₃^-(aq) ⇌ H⁺(aq) + HSO₃^2-(aq)

K_a1 = 1.6 x 10^-2

K_b2 = 6.6 x 10^-8 più piccolo

LEWIS: 3^a Teoria Acidi-Basi

Mentre la teoria di Brønsted-Lowry si basa sul trasferimento di protoni, la teoria di Lewis si basa sul trasferimento di coppie solitarie di elettroni.

H⁺ + NH₃ → [H∙∙NH₃]⁺

È una BASE perché dona una coppia di elettroni.

ACIDO

accettore di coppie di elettroni

BASE

donatore di coppie di elettroni

Espande di molto la categoria delle sostanze acide:

BF₃ + NH₃ → F₃B : NH₃

un acido di lewis possiede un orbitale vuoto che può accettare una coppia di elettroni.

• Tutte le molecole che non presentano l’ottetto nell’atomo centrale possono comportarsi da acidi di lewis.

Cl Al Cl + N H H → Cl Al N H

• Alcuni cationi, avendo perso elettroni, possiedono orbitali vuoti e possono comportarsi da acidi.

Al³⁺ + 6 H O H → Al H O H₆³⁺

Definizione acidi-basi:

Acidi | Basi

Secondo Arrenius

Bronsted-Lowry cede H⁺ | acquista H⁺

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Base | Acido | Acido coniugato | Base coniugata

Secondo Lewis

acquista una coppia elettronica | dona una coppia elettronica

Acidi Forti

In acqua si dissocia completamente

HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl^-

H₃O⁺ transita tra Cl e H₂O

Basi Forti

Acidi Deboli

Non si dissociano completamente

HF + H₂O ⇌ HF + F^- + H₃O⁺

Basi Deboli

L'acqua è anfiprotica, si comporta sia da acido che da base