16- Acidi e basi

Acidi e Basi
Acido è una parola che deriva dal latino
“acetum
acetum”” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a
tutte le sostanze che hanno un sapore “acidulo”.
Basi o alcali (dall’arabo al kali = la cenere
delle piante
piante)) sono le sostanze in grado di
neutralizzare gli acidi.
1
Qual è la definizione di acido e di base
dal punto di vista della chimica?
2
1
Lavoisier pensava che un acido
fosse caratterizzato da molecole
contenenti ossigeno
(oxys genes = generatore d’acido).
Antoine Lavoisier
1743--1794
1743
Tuttavia nel 1810 Humphry Davy
dimostrò che l’acido cloridrico (detto
allora muriatico
muriatico)) era formato solo da
cloro e idrogeno. Da allora fu accettata
l’idea che gli acidi fossero
caratterizzati dalla presenza
d’idrogeno nella molecola.
Humpry Davy
1778--1829
1778
3
Definizione di Arrhenius (1887)
• Acidi sono composti che in
acqua danno luogo a
dissociazione elettrolitica
producendo ioni H +
• Basi sono composti che
dissociandosi producono OH Svante August Arrhenius
Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma , 1927
Premio Nobel per la Chimica 1903
Acido → H+(aq
aq)) + ...
Base → OH (aq
aq)) + ...
4
2
Insufficienza della definizione di Arrhenius
Arrhenius::
Molte basi, come per esempio l’
l’ammoniaca,
NH3, non possono formare OH-(aq
per
aq))
dissociazione elettrolitica.
5
Definizione di
Brø
Br
ønsted e Lowry (1923)
Johannes Nicolaus Brønsted
1879-1947
Thomas Martin Lowry
1874-1936
Acido = donatore di protoni
Base = accettore di protoni
6
3
“coppie acidoacido-base coniugati”
ione
nitrito
acido
nitroso
ione idronio
+
HNO2(
2(aq
aq)) + H 2O(l ) ? NO2 (aq
aq)) + H 3O (aq
aq))
acido 1
base 2
base 1
acido 2
7
ammoniaca
ione
ammonio
NH3(
3(aq
aq)) + H2O( l) ?
NH4+(aq
aq)) + OH ( aq
aq))
base 1
acido 2
acido 1
ione
ossidrile
base 2
8
4
Definizione di Lewis
Acido = sostanza capace di accettare una
coppia di elettroni
Base = sostanza capace di donare una
coppia di elettroni
NH3 + BF3 ? H3N – BF3
Base
di Lewis
acido
di Lewis
9
Entità della dissociazione di acidi forti
10
5
Entità della dissociazione di acidi deboli
11
Influenza dei fattori strutturali sulla
forza degli acidi
- All’aumentare dell’elettronegatività
dell’ elettronegatività,, la forza acida aumenta.
- All’aumentare degli atomi di ossigeno, la forza acida aumenta.
12
6
+
CH3COOH (aq
aq)) + H 2 O(l ) ? CH3COO (aq
aq)) + H 3 O (aq
aq))
Ka =
[CH 3COO − ] [H3O + ]
[CH 3COOH ]
NH3(
3(aq
aq)) + H 2O(l ) ?
NH4+(aq
aq)) + OH (aq
aq))
[NH 4+ ] [OH − ]
Kb =
[NH 3 ]
13
Tanto maggiore è il
valore della Ka
tanto più forte è
l’acido
14
7
» Tanto maggiore è il
valore
della
Kb
tanto più forte è la
base
15
• Tanto più un acido è
forte,
tanto più è
debole la sua base
coniugata
(analogamente per le basi)
16
8
Acidi poliprotici
+
H 3PO4(
4(aq
aq)) + H 2O( l) ? H 2PO4 ( aq
aq)) + H 3O ( aq
aq))
K1 = 7,1
7,1×
×10-3
2+
H 2PO4-(aq
aq)) + H 2O( l) ? HPO 4 (aq
aq)) + H 3O ( aq
aq))
K2 = 6,2
6,2×
×10-8
3+
HPO42-(aq
aq)) + H 2O( l) ? PO4 ( aq
aq)) + H 3O ( aq
aq))
K3 = 4,4
4,4×
×10-13
+
H 2CO3(
3(aq
aq)) + H 2O( l) ? HCO3 ( aq
aq)) + H 3O ( aq
aq))
K1 = 4,7
4,7×
×10-7
2+
HCO3-(aq
aq)) + H 2O( l) ? CO3 (aq
aq)) + H 3O ( aq
aq))
K2 = 4,7
4,7×
×10-11
17
18
9
Autoprotonazione dell’acqua
2 H 2O(l) ? H3O+(aq
aq)) + OH (aq
aq))
-
+
19
Autoprotonazione dell’acqua
2 H 2O(l) ? H3O+(aq
aq)) + OH (aq
aq))
K =
[OH − ] [H3O + ]
[H2O ]2
Kw = [H3O+] [OH -]
A 25°C si ha Kw = 10-14
Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-]
Soluzione acida: [H3O+] > [OH-]
Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]
20
10
a 25°C
[H3O+] > [OH-]
[H3O +]
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
[H3O+] < [OH- ]
Kw
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-12
10-13
10-14
soluzione basica
soluzione acida
soluzione
neutra
[H3O+] > 10-7
[OH -] < 10-7
10-11
[H3O+] = [OH -] = 10 -7
[H3O+] < 10-7
[OH -] > 10-7
21
a 25°C
pH = - log10[H 3 O+]
pOH = -log10[OH -]
Kw
[H3O +]
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
soluzione acida
pH < 7
pOH > 7
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
soluzione basica
soluzione
neutra
pH = pOH = 7
pH > 7
pOH < 7
22
11
23
24
12
25
Acido forte:
[H3O + ] ≅ c a
Base forte:
[OH − ] ≅ cb
26
13
Acido debole in concentrazione ca
+
HA(aq
aq)) + H2O( l) ? A ( aq
aq)) + H3O ( aq
aq))
[A − ] [H3O + ] [H3O + ]2
Ka =
=
=
[HA]
Ca
[H3O + ] ≈ Ka ca
27
Base debole in concentrazione cb
+
B(aq
aq)) + H2O( l) ? BH ( aq
aq)) + OH ( aq
aq))
2
[BH + ] [OH − ] [OH − ]
Kb =
=
=
[B ]
Cb
[OH − ] ≅ Kbcb
28
14
IDROLISI DEI SALI
( reazioni di un soluto col solvente in cui è disciolto
disciolto))
NaCl(s) → Na+(aq
aq)) + Cl (aq
aq))
in acqua non d à
reazioni acidoacido-base
Cl - è la base coniugata di
HCl,, ma quest’
HCl
quest’ultimo
ultimo è un
acido così forte che Cl - è
una base con forza
praticamente nulla
29
CH3COONa (s) → Na+(aq
aq)) + CH3COO (aq
aq))
CH 3COO- è la base coniugata di
CH 3COOH, e quest’
quest’ultimo
ultimo è un
acido debole quindi…
CH3COO-(aq
aq)) + H2O (l ) ? CH 3COOH(aq
aq)) + OH (aq
aq))
Ki =
[CH 3COOH ] [OH − ] [CH 3COOH ] [OH − ] [H + ]
=
=
[CH 3COO − ]
[CH 3COO − ]
[H + ]
2
[OH − ]
Kw
=
=
Cs
Ka
K
[OH − ] ≅ w c s
Ka
Ki =
IDROLISI BASICA
30
15
NH4Cl(s) → NH4+(aq
aq)) + Cl (aq
aq))
NH4+ è l’acido coniugato di NH 3,
e quest’
quest’ultimo
ultimo è una base debole
quindi…
+
NH4+(aq
aq)) + H2O (l ) ? NH3(
3(aq
aq)) + H3O (aq
aq))
[NH 3 ] [H3O + ]
Ki =
[NH 4+ ]
[H3O + ] ≅
Kw
cs
Kb
IDROLISI ACIDA
31
32
16
Riepilogo:
Acido forte:
Base forte:
[H3O + ] ≅ ca
[OH − ] ≅ cb
33
Acido debole:
[H3O + ] ≅ Ka ca
Base debole:
[OH − ] ≅ Kbcb
Idrolisi acida:
[H3O + ] ≅
Kw
cs
Kb
[OH − ] ≅
Kw
cs
Ka
Idrolisi basica:
34
17
EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ
Alcuni elettroliti forti ( si dissociano completamente
in ioni
ioni)) sono molto solubili
solubili::
NaCl(s) → Na+(aq
aq)) + Cl (aq
aq))
3+
Al(NO3)3(
3(ss) → Al (aq
aq)) + 3 NO3 (aq
aq))
Alcuni elettroliti forti sono poco solubili
solubili::
AgCl(s) ? Ag+(aq
aq)) + Cl (aq
aq))
Ni(OH)2(
2(ss) ?
Ni2+(aq
aq)) + 2 OH (aq
aq))
2+
3Ca3(PO4)2(
2(ss) ? 3 Ca (aq
aq)) + 2 PO4 (aq
aq))
35
2+
2CaCO3(
3(ss) ? Ca ( aq
aq)) + CO 3 ( aq
aq))
Kps = [Ca 2 + ] [CO32− ]
a 25°C Kps = 8,7×10-9
+
2Ag2CO3(
3(ss) ? 2 Ag ( aq
aq)) + CO 3 ( aq
aq))
Kps = [Ag + ]2 [CO32 − ] a 25°C Kps = 6,2×10-12
Fe(OH)3(
3(ss) ?
Fe3+(aq
aq)) + 3 OH ( aq
aq))
Kps = [Fe 3+ ] [OH − ]3 a 25°C Kps = 1,1×10-3636
18
Solubilità
Solubilit
à = concentrazione del soluto che si scioglie nella
soluzione,, all
soluzione
all’’equilibrio
equilibrio,, ad una certa temperatura
temperatura..
Solubilità
Solubilit
à (s, in mol L-1) in acqua pura
pura::
+
2Ag2CO3(
3(ss) ? 2 Ag ( aq
aq)) + CO 3 ( aq
aq))
s
2s
Kps = [Ag + ] 2 [CO32 − ] = (2s ) 2 s = 4s 3
s =
3
K ps
4
=
3
6,2 × 10 −12
= 1,16 × 10 − 4 mol / L
4
37
Fe(OH)3(
3(ss) ?
Fe3+(aq
aq)) + 3 OH ( aq
aq))
3s
s
Kps = [Fe3+] [OH-]3
Solubilità a 25°
Solubilità
25°C
in acqua pura
pura::
Kps = s (3s ) 3 = 27s 4
s =4
Kps
27
=4
1,1 × 10−36
= 4,5 × 10 −10 moli / L
27
K ps = s (10−2 ) 3 = s 10 −6
Solubilità a 25°
Solubilità
25°C
Kps
1,1 ×10 −36
se pH=12,
s = −6 =
= 1,1 × 10− 30moli / L
cioè
cio
è pOH = 2 e
10
10−6
quindi [OH -] = 10 -2
38
19
39
Formazione di precipitati
NaCl(s) → Na+(aq
aq)) + Cl (aq
aq))
Na+(aq
aq))
Cl - (aq
aq))
+
AgNO3(
3(ss) → Ag (aq
aq)) + NO3 (aq
aq))
AgCl(s) ? Ag +(aq
aq)) + Cl (aq
aq))
Ag+ (aq
aq))
NO 3- (aq
aq))
Kps = 1,8×
1,8 ×10-10
40
20
Na+(aq
aq))
Cl (aq
aq))
Ag+(aq
aq))
NO3-(aq
aq))
AgCl(ss) ? Ag+(aq
AgCl(
aq)) + Cl-(aq
aq))
41
21