Riassunto esame Chimica, Prof. Depero Laura Eleonora, libro consigliato Fondamenti di chimica per le tecnologie , R. Bertani, M. Dettin, M. Mozzon, P. Sgarbossa

+ H O H O

H + +

2 3

Quindi la dissociazione dell’acqua può essere descritta come:

L’acqua è la base coniugata di H O e al contempo è l’acido coniugato di OH .

+ -

3 K,

L’espressione del e quindi il suo valore, risulta valida per qualunque

prodotto ionico dell’acqua,

tipo di soluzione acquosa.

!: il K ha questa formulazione perché sto considerando soluzioni acquose molto diluite, quindi

immagino le molecole di soluto disperse nelle molecole di solvente, in modo tale che non ci siano

O]~1.

interazioni fra esse (quindi le considerazioni sono più semplici), in concentrazione tale che [H 2

O e OH si

Poiché nell’equilibrio di dissociazione dell’acqua per qualsiasi temperatura gli ioni H + -

3

O ]=[OH ]

formano in uguale numero (rapporto stechiometrico 1:1), si avrà [H + -

3

A qualsiasi temperatura:

- L’acqua pura e le soluzioni nelle quali tale uguaglianza viene mantenuta si dicono neutre

- Le soluzioni in cui [H O ]>[OH ] si dicono acide

+ -

3

- Le soluzioni in cui [H O ]<[OH ] si dicono basiche

+ -

3

A temperatura di 25 gradi Celsius (K= 10 ):

-4

- Una soluzione acquosa è quando [H O ]=[OH ], quindi [H O ]=[OH ]= K = 10 mol/L

neutra + - + - 1/2 -7

3 3

- Una soluzione acquosa è se [H O ]>10 mol/L

acida + -7

3

- Una soluzione acquosa è se [H O ]<10 mol/L

basica + -7

3

Il concetto di pH

Poiché nelle soluzioni acquosa, per la presenza di acidi, di basi o di altre sostanze, la concentrazione

degli ioni ossonio può variare di molti ordini di grandezza, è spesso conveniente esprimerla in scala

logaritmica. Viene così definito il come

pH logaritmo in base 10 negativo della concentrazione molare

dello ione ossonio. O ]

pH = -Log[H +

3

K = [H O ]=[OH ]

+ -

w 3 O ]=10 =1, ovvero [OH ]=10

pH = 0 quando [H + 0 - -14

3 ]=10 =1, ovvero [H O ]=10

pH = 14 quando [OH - 0 + -14

3

0 < pH < 14

!!: nei problemi, nel calcolo del pH, va tenuto conto del contributo dato dalla dissociazione dell’acqua

[H O ]<10

O solo se (altrimenti il contributo dato dall’acqua si trascura).

alla concentrazione di H + -6

+ 3

3

Gli acidi, le basi e la loro forza

La forza di un acido o di una base è una quantità che misura la capacità dell’acido a cedere un

protone o la capacità della base ad accettare un protone.

Siccome un acido può comportarsi come tale solo in presenza di una base, e viceversa, la sua forza

non può essere misurata in modo assoluto ma solo in modo relativo rispetto a una coppia coniugata

acido-base scelta come riferimento. La coppia acido-base scelta per valutare la forza degli acidi è

O/H O , mentre quella per la forza delle basi è H O/OH .

H + -

2 3 2

Un acido è tanto più forte quanto l’equilibrio della (1) è spostato a destra, e analogamente una base è

tanto più forte quanto l’equilibrio della (2) è spostato a destra.

Acidi forti

•

L’equilibrio della (1) è completamente spostato a destra quindi la reazione è completa (l’acido forte si

dissocia completamente, quindi la reazione non va rappresentata con , simbolo dell’equilibrio, ma

con →). O → Cl + H O

Es: HCl + H - +

2 3

O si dissociano completamente in acqua, perciò il numero di moli di acido

Tutti gli acidi più forti di H +

3 O che si forma a destra.

che reagisce è uguale al numero di moli dello ione H +

3

Ka>>1

!: un trucco per riconoscerle

-n >1, sono acidi forti

Se n O H

-n =1, sono acidi deboli

Se n

O H

Acidi deboli

•

Gli acidi più deboli di H O si dissociano solo parzialmente in soluzione acquosa, raggiungendo a un

+

3 O .

equilibrio ( ) la cui posizione è determinata dalla forza dell’acido in confronto con H +

3

COOH + H O CH COO + H O

Es: CH - +

3 2 3 3

L’equilibrio è notevolmente spostato a sinistra, il che si evince dal valore molto piccolo della relativa

Ka.

costante termodinamica di equilibrio, la costante di ionizzazione acida,

Basi forti

•

Tutte le basi più forti di OH- in soluzione reagiscono completamente con l’acqua liberando lo ione

.

OH - H O + H O → C H OH + OH

Es: (ione etilato) C - -

2 5 2 2 5

Essendo la reazione completa (→), il numero di moli di base che reagisce è uguale al numero di moli

che si forma a destra.

dello ione OH -

Kb>>1

Basi deboli

•

Le basi più deboli di OH- non reagiscono completamente con l’acqua e in soluzione si stabilisce un

.

equilibrio ( ) la cui posizione è determinata dalla forza della base considerata in confronto a OH -

Es: (ammoniaca) NH3 + H2O NH4+ + OH-

L’equilibrio è notevolmente spostato a sinistra, il che si evince anche dal valore molto piccolo della

Kb,

costante di equilibrio costante di ionizzazione basica.

Relazione tra la forza di un acido Ka e la forza della base coniugata Kb

Si osservi che per qualunque coppia formata da un acido HA e la sua base coniugata A- esiste una

relazione fra Ka e Kb.

C’è quindi una relazione di proporzionalità inversa fra Ka e Kb: tanto più elevata è Ka (quindi tanto più

).

forte è l’acido HA), tanto più è piccola Kb (ovvero tanto è più debole la base coniugata A -

se T=25 gradi Celsius

Kw = 10 -14

!!: è errato dire che un acido debole da luogo a una base forte → dà luogo a una base più forte (nulla

implica che la base a cui dà luogo sia classificabile come forte in senso stretto).

Valutazione del comportamento acido

Per valutare il comportamento acido delle sostanze bisogna tenere conto di due fattori:

- La polarità del legame X-H: più l’elemento legato all’idrogeno è più tende ad

elettronegativo,

(sbilanciamento di carica che

attrarre a sé gli elettroni di legame, favorendo la formazione di H +

)

favorisce il distacco di H +

- Forza del legame X-H: dipende dalla di legame, perciò più grande è l’atomo X, più debole

distanza a staccarsi)

è il legame e quindi maggiore è l’acidità (perché aumenta la tendenza di H +

Quindi, nella tavola periodica:

- l’acidità aumenta dall’alto verso il basso, perché in questo verso aumenta la dimensione di X, quindi

diminuisce la forza del legame X-H

- l’acidità aumenta da sinistra verso destra, perché in questo verso aumenta l’elettronegatività di X ed

.

è favorita la formazione di H + Nel caso di ossiacidi (= H-O-Y, acido con un

ossigeno), è solo la polarità del legame O-H a

determinare l’acidità e questa aumenta con

l’elettronegatività di Y (A).

L’acidità, poi, aumenta all’aumentare del

numero di atomi di ossigeno legati a Y (B).

Aumentando il numero di O legati a Cl, ad

esempio, Cl diventa più elettronegativo, ossia

meno propenso a cedere i propri elettroni al

primo O, che deve “recuperarli” da H (che

).

quindi diventa H +

Acidi poliprotici

Si definisce acido monoprotico un acido che può liberare solo un protone, poliprotico se può liberarne

più di uno. Una base è detta monoprotica se può acquistare soltanto un protone, poliprotica se può

acquistarne due o più.

Gli acidi poliprotici si dissociano gradualmente e le basi poliprotiche fissano gradualmente i protoni.

>> K >> K . La differenza nei valori di queste costanti di equilibrio e in particolare la diminuzione di

K 1 2 3

queste, man mano che l’acido viene privato dei suoi protoni, è spiegato con il fatto che l’acido

ionizzandosi assume una carica negativa sempre maggiore che tende a ostacolare l’allontanamento di

altri protoni, con conseguente spostamento dell’equilibrio sempre più verso sinistra.

Per le basi, al contrario, la diminuzione della carica negativa della specie chimica ostacola la capacità

di acquistare un altro protone.

I sali e la reazione di idrolisi

Si indica con il termine idrolisi una reazione di scambio protoni (e quindi una reazione acido-base) tra

l’acqua e anioni o cationi che siano rispettivamente basi coniugate di acidi deboli o acidi coniugati di

Quindi idrolisi salina = reazione tra gli ioni formati dal sale solubilizzato e le molecole

basi deboli.

d’acqua.

I sali sono elettroliti forti, quindi in soluzione sono completamente dissociati. L’acidità o basicità della

soluzione in cui sono disciolti dipende dalle eventuali reazioni degli ioni derivanti dal sale con l’acqua,

ovvero dalle reazioni di idrolisi.

Sali provenienti da acido e base forti e Cl derivano

Quindi nessuno ione subisce idrolisi e il pH rimane costante, perché Na + -

rispettivamente da una base forte (NaCl) e da un acido forte (HCl), e quindi sono rispettivamente un

acido coniugato debole e una base coniugata debole, che non hanno sufficiente forza per andare a

reagire con l’acqua. si lega a OH , Cl si lega a H ).

Catione da base forte, anione da acido forte (Na + - - +

Sali provenienti da acido debole e base forte

Quindi solo lo ione proveniente dall’acido debole subisce idrolisi e il pH aumenta (pH basico).

Sali provenienti da acido forte e base debole

Quindi solo lo ione proveniente dalla base debole subisce idrolisi e il pH diminuisce.

Sali provenienti da acido e base deboli

Entrambi gli ioni subiscono idrolisi: il pH dipende da quale reazione è più forte.

Le soluzioni tampone

Le soluzioni tampone sono soluzioni che mantengono pressoché costante il proprio pH dopo

l’aggiunta di piccole quantità di acido o base.

Sono composte:

- Da un acido debole e dalla sua base coniugata

- Da una base debole e dal suo acido coniugato

Esempio: caso della soluzione tampone di un acido debole e la sua base coniugata

Si ha una soluzione tampone se il rapporto fra le concentrazioni stechiometriche dell’acido e della

base è circa 1.

Chiamo HA l’acido debole e A- la sua base coniugata (più forte), che deriva da un sale MA, il quale in

, dato che può essere considerato l’acido coniugato di

acqua si dissocia completamente. Lo ione M +

una base forte (l’idrossido di un metallo alcalino MOH, ad esempio), è un acido debolissimo e quindi

, che è la base coniugata di un acido debole, reagisce invece con

non dà reazione di idrolisi. Lo ione A - + H O HA + OH .