Teoria acido-base di Bronsted-Lowry
Definizioni
Acido: qualunque sostanza capace di agire da donatore di protoni.
Base: qualunque sostanza capace di accettare protoni.
Reazioni
+ – HF(g) + H2O(l) ––> H3O+ (aq) + F– (aq)
Meccanismo di Grotthus
+ – HF(aq) + NH3 (aq) ––> NH4+ (aq) + F– (aq)
Ione idronio
t = 1-4 ps
+ – HF(aq) + H2O(l) → H3O+ (aq) + F– (aq)
– 4+ H2O(l) + NH3 (aq) → OH– (aq) + NH4+ (aq)
Equilibrio chimico
[Acido1] + [Base2] → [Base1] + [Acido2]
Ka = [H3O+][A–] / [HA]
Equazioni di equilibrio
– + HS– (aq) + H2O(l) → S2– (aq) + H3O+ (aq)
Ka = a(H3O+)a(A–) / a(HA)
Reazioni di autoionizzazione
+ – H2O(l) + H2O(l) → H3O+ (aq) + OH– (aq)
Concetti di pH e pK
pH = –log[H3O+]
pKa = –logKa
pKw = –logKw
Energia libera e entalpia
ΔG° = –RT ln K2.3
ΔG° = 5.71 × pKa kJ mol–1
Affinità protonica
HF HCl HBr HI
pKa +3 –7 –9 –13
+ → ΔB(g) + H+(g) → BH+(g)
Entalpia di cattura di un protone = – Affinità protonica
Protolisi e affinità elettronica
0 → ΔA(g) + H+(g) → HA(g)
ΔH° = ΔH°(B) – H°(A)
+ – HA(g) + B(g) → HB+(g) + A– (g)
Affinità elettronica
A(A–) = B(Ha) + I(H)– A(A)–
Δ = ΔH°(HA)
Reazioni di neutralizzazione
+ – HA(aq) + H2O(l) → H3O+ (aq) + A– (aq)
Legge di Born
ξΔG° = × 1 – Nze2/8πεε0r
ΔG° = × 1 – Nze2/8πεε0r
Reazioni in fase gassosa
ΔH2O(g) + B(g) → HB+(g) + OH– (g)
ΔH° = ΔH(H2O)
Reazioni con idrossido di ammonio
+ – HA(aq) + H2O(aq) → A– (aq) + H3O+ (aq)
Equazione di Born
Nze2/8πεε0r
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