Chimica generale - gli equilibri acido base

Proprietà dell'acqua pura e dell'autoprotolisi

Sperimentalmente si trova che nell'acqua pura a 25°C, [H₂O] = [OH^-] = 1,0 x 10^-7 mol/L. Questo valore è noto come costante di autoprotolisi dell'acqua (K_w).

Sebbene l'espressione K_w sia stata calcolata per l'acqua pura, essa è valida anche per le soluzioni acquose diluite a 25°C. Poiché la reazione di dissociazione è endotermica, la K_w aumenta all'aumentare della temperatura. Ad esempio, a 50°C, K_w = 5,47 x 10^-14.

Questo significa che, in acqua pura a 50°C, la [H₂O] è maggiore che a 25°C. La reazione di autoprotolisi dell'acqua può essere rappresentata come:

2H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH^-(aq)

La reazione di autoprotolisi avviene solo in una minima parte; infatti, su un miliardo di molecole di acqua, solo due sono dissociate.

Acidi e basi secondo Arrhenius

Arrhenius dimostrò che vi sono elettroliti che in soluzione acquosa liberano ioni H⁺ o OH^-. Egli chiamò acidi i primi e basi i secondi.

può andare bene per sostanze come SO₂, CO₂, NH₃, che pure rendono acida o basica una loro soluzione acquosa.

La CO₂ è acida perché, con l'acqua, reagisce: CO₂ + H₂O → HCO₃^- + H⁺

E l'NH₃ è basica perché: NH₃ + OH^- → NH₄⁺ + H₂O

In prima approssimazione, potremmo usare le definizioni:

acido: una sostanza in grado di far aumentare [H⁺]

base: una sostanza in grado di far aumentare [OH^-]

ACIDI E BASI SECONDO BRONSTED E LOWRY

Un acido è una sostanza capace di cedere protoni.

Una base è una sostanza capace di accettare protoni.

* Ciò implica che una specie si comporta da acido solo se è contemporaneamente presente una base.

* Inoltre, una specie chimica che è in grado di cedere un protone comportandosi da acido è anche in grado di riprendersi il protone comportandosi da base e viceversa.

acidi: HCl, HNO₃, H₂O, NH₃, HS^-, etc.

basi: H₂O, OH^-, HS^-, NH₃, Cl^-, O^2-, SO₄^2-, etc.

'A + B → A

B1 2 2 1'H O + H O H O + OH+ -'2 2 3H Cl + H O H O + Cl+ -'2 3H O + NH NH + OH4+ -2 3 'H CN + H O H O + CN+ -2 3

B è la base coniugata dell'acido A1

A è l'acido coniugato della base B2

24+ - - + -HCl/ Cl NH NH H O OH H O H O HCN/CN, / , / , /3 2 3 2

sono tutte coppie coniugate acido - base

Reazioni acido - base secondo Brønsted - Lowry sono:

→H + –(1) HCl(aq) + H O(l ) → O + Cl(aq) (aq)

→2 3 4+ –(2) NH NH + OH+ H O(l ) → (aq) (aq)(aq)

→3 2 4+ –(3) HCl(aq) + NH NH + Cl(aq) → (aq)(aq)3

Da notare che la prima è una reazione acido - base anche secondo Arrhenius.

HCl H O NH(1) (3) è un acido perché cede un protone ad o ad2 3

NH H O HCl(3)(2) è una base perché accetta un protone da o da3 2

→H + –HCl(aq) + H O(l ) → O + Cl(aq) (aq)2 3

→ –4++ H O(l ) NH + OHNH (aq) (aq) (aq)3 2

L'acqua e le altre sostanze che si possono

comportare sia da acidi che da basi. si dicono anfotere.

Un altro esempio di anfolita è dato dallo ione monoidrogenocarbonato:

HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH-

È fondamentale definire una unità di misura dell'acidità delle soluzioni, cioè della [H3O+].

Poiché è scomodo usare numeri molto piccoli o esponenziali in base 10, preferiamo utilizzare una nuova unità di misura, il pH. Il pH rappresenta l'operatore matematico -log, quindi:

pH = -log[H3O+]

Il pH è definito come il logaritmo decimale della concentrazione molare degli ioni H3O+ con segno negativo.

3p rappresenta l'operatore matematico -log (= -log10).

Lo stesso operatore è ovviamente applicabile a qualunque grandezza la cui misura sia esprimibile come un esponenziale in base 10.

K = [H3O+][OH-] = 1,0x10^-14

w = 3-log[H3O+]

-log([H^-] + -log (1,0x10^-14) [OH^-])+ - -14=w 3= -log log - log – log-log [H₂O ] – [OH^-] 1,0 10^-14K + - -14=w 3pK = pH + pOH = 14allora w(25°C)con le scale del pH della soluzionepH = - log [H₂O ] [ H₂O ] = 10+ + -pH10 3 3o con quelle del pOHpOH = - log [OH^-] [OH^-] = 10- - pOH10 →Nell’acqua pura + –2H₂O → H₃O⁺ + OH^-2 (l ) 3 (aq) (aq)e poiché le due concentrazioni sono equimolari[H₂O ] = [OH^-] = 1,0x10^-7 K = [H₂O ] [OH^-]= 1,0x10^-14 w 3il pH dell’acqua pura èpH = - log [H₂O ] = -log 1,0x10 = 7+ -710 3 10pOH = - log [OH^-] = - log 1,0x10 = 7- -710 10La neutralità di una soluzione comporta un pH =7pH + pOH = 14La relazione ricavata per l’acqua puraè valida anche per le soluzioni acquose diluite a 25°CLe scale non iniziano da 0 e non terminano a 14. Questi valori corrispondonosemplicemente a soluzioni che contengano 1 sola mole/litro di acido o baseforte.È facile ottenere soluzioni acide con pH<0(una

soluzione che contenga 10 moli/litro di HCl ha infatti pH = -1 e pOH = 15).

Determinazione qualitativa della acidità o basicità di una soluzione acido basico

Determinazione quantitativa della acidità o basicità di una soluzione pHmetro

Forza degli Acidi e delle Basi

Come per tutti gli elettroliti, anche gli acidi e le basi si possono distinguere tra forti e deboli.

Un acido o una base sono forti se completamente dissociati.

Se HA → H+ + A-

Se HA → H2O + H+ + A-

è un acido forte:

Se l'acido ha una forte tendenza a donare un protone, (K >1) l'equilibrio di dissociazione è spostato a destra.