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 gassosa

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

conjugato conjugato

PROPRIETA 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 determinate temperatura

A 25°C K_c = 10^-14

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

pH: misura dell'acidità

pH = -log [H⁺]

pH

[H⁺]

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

PROPRIETA’ 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 temperature

A 25 °C K_w = 10^-14 => [H⁺] [OH^-]

• [H⁺] = [OH^-] La soluzione è neutra
• [H⁺] < [OH^-] 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 < 7

basica [H⁺] < [OH^-] [H⁺] < 10^-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: 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:

• 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

(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:

1. Identifica le principali specie che possono avere effetto sue pH
2. Usa I.C.E.
3. Scrivi la K_a
4. 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

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

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

1. Ossoacidi che hanno atomi centrali (Z) differenti ma che siano dello stesso gruppo e abbiano il medesimo numero di ossidazione
2. 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

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

1. K_b anione > Ka catione → soluzione basica
2. K_b anione < Ka catione → soluzione acida
3. K_b anione = Ka catione → soluzione neutra

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^-]

_CS = 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: sostanza che può accettare una coppia di elettroni.
• Base: sostanza che può donare una coppia di elettroni.

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 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

In una titolazione una soluzione di concentrazione nota, viene aggiuntagradualmente a una soluzione di una concentrazione ignota, fino a quando lareazione 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 → 7es. 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

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^-3Applicando ecq. e Henderson e assempre più 2,4 ⋅6 ConsapevoleConsiderazione e sistema quibus vale [H₂A] + [T e Ca] ↔ [Ca] [H] [OH^-] - [H₃O⁺][K ' 3,80' ] perché siamo in ambiente acidosum [H₃O⁺] = {(KaA) {[H₃O⁺]+ KaCaA}dissolve di omisione → pH 2,86 5consideri [H₃O⁺]= Diss ./2 A /1000-0,1 ⋅40² O,40 ⋅10^-1 3,9 ⋅10^-5

[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

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

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

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

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 < K_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