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Acidi e Basi

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2

O

H

H + O

H

H O

H

H H O H - + [ ] +

Proprietà Acido-Base dell’Acqua

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)

H2O + H2O H3O+ + OH- acido base

coniugata

base acido coniugato

Autoionizzazione dell’acqua

PRODOTTO IONICO DELL’ACQUA

L’acqua pura non conduce la corrente elettrica, ma se si misura la sua conducibilità con strumenti molto sensibili, si osserva che anch’essa, sia pure in minima quantità, conduce la corrente elettrica. Questo significa che pochissime delle sue molecole sono dissociate in ioni. La reazione di ionizzazione dell’acqua che porta alla formazione di ioni idrogeno, H+, e di ioni idrossido, OH- , è una reazione di equilibrio molto spostata verso la forma indissociata H2O :

H2O H+ + OH-

H2O + H2O H3O+ + OH-

Equilibrio di autoionizzazione dell’acqua

Dal valore molto basso della Keq , si deduce che la frazione di molecole di acqua ancora indissociate in protoni e ioni ossidrile è praticamente quella iniziale. Considerando che la massa di una mole di acqua è 18 g/mole e che la massa totale di acqua in un litro è 1000 g la concentrazione molare dell’acqua pura sarà:

[ H2O ] = 1000 g/l : 18 g/mole = 55,5 mol/l

Poiché tale valore può essere considerato costante, la relazione di equilibrio diventa: Keq x [ H2O] 2 = [ H+] x [ OH-] Sostituendo il valore: Keq x (55,5)2 = [ H+] x [ OH-]

Il prodotto Keq x (55,5)2 è una nuova costante, è indicata con Kw ed è chiamata prodotto ionico dell’acqua, il cui valore, a 25 °C e per tutte le soluzioni acquose, è :

Kw = 3, 25 · 10-18 x (55,5)2 = 1 · 10-14

H2O + H2O H3O+ + OH-

Poiché da una molecola di acqua si ottiene uno ione H+ e uno ione

ossidrile (OH-), nell’acqua pura le concentrazioni dei due ioni devono essere uguali, cioè:

[ H+] = [OH-]

Sostituendo nella relazione del prodotto ionico dell’acqua si ha:

Kw = 1 · 10-14 = [ H+ ] x [ OH-] = [ H+ ] x [ H+ ]

1 · 10-14 = [ H+ ] 2

da cui:

[ H+] = [ OH-] = 1 · 10-7 mol/l soluzioni neutre

Una soluzione acquosa in cui prevale la concentrazione degli ioni H+, risulta acida. [ H+ ] > [ OH- ] soluzioni acide [ H+ ] > 1 · 10-7

Una soluzione in cui prevale la concentrazione degli ioni OH- risulta basica. [ H+ ] < [ OH- ] soluzioni basiche [ H+ ] < 1 · 10-7

Il grado di acidità e di basicità si misura

mediante una scala i cui valori a 25 °C sono compresi tra 1 e 14, chiamata scala di pH.

pH = 7 indica la neutralità

pH < 7 indica l’acidità pH > 7 indica la basicità

Si definisce pH il logaritmo negativo (in base 10) della concentrazione di ioni idrogeno di una soluzione pH = - log 10 [ H+] = - log 1010 –x

Per cui l’esponente della potenza che esprime la concentrazione degli ioni H+, cambiato di segno, diventa immediatamente il pH.

La conoscenza dei valori del pH di una soluzione è molto importante:

•  La vita degli animali e dei vegetali è regolata

da una determinata concentrazione degli ioni H+, e se essa viene sensibilmente cambiata può scomparire qualunque manifestazione di vita.

•  Il pH è importante anche per la qualità delle acque potabili, per un gran numero di lavorazioni industriali (produzione carta, farmaci, tintura, stampa..) e di processi tecnologici(produzione vino, birra, conservazione latte, carne..).

DETERMINAZIONE SPERIMENTALE DEL pH

Il grado di acidità o basicità di una soluzione si può misurare utilizzando gli indicatori acido-base od il piaccametro.

Gli INDICATORI sono sostanze organiche aventi la

proprietà di assumere diverso colore quando vengono a contatto con un acido o una base.

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pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

pH + pOH = 14.00

Altre importanti relazioni

pH-metro

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The pH of rainwater collected in a certain region of the northeastern United States on a particular day was 4.82. What is the H+ ion concentration of the rainwater?

pH = -log [H+]

[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M

The OH- ion concentration of a blood sample is 2.5 x 10-7 M. What is the pH of the blood?

pH + pOH = 14.00

pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60

pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40

ACIDI E BASI

Da dove derivano i loro nomi?

Il nome acido viene dal latino acidum che significa aspro, pungente.

Il nome alcali viene dall’arabo al-qalì che

sta ad indicare la potassa contenuta nella cenere di legna, le cui soluzioni sono fortemente basiche

A quale epoca risale l’idea di acido e di base?

“Chi canta canzoni ad un afflitto è come chi si toglie il vestito in un giorno di freddo e come aceto sulla soda”

Bibbia cap. 20 Libro dei Proverbi In altri libri dell’Antico Testamento si parla di latte acido e dell’azione purificatrice di soda e potassa. Ciò dimostra che l’idea di acido, di alcali e di reazione chimica è da tempo patrimonio culturale dell’umanità.

Ed oggi?

Non occorre avere dimistichezza con la chimica per riconoscere, utilizzando il gusto o le proprietà aggressive, agli alimenti quali l’aceto, il succo di limone, al liquido delle batterie ed anche alle bibite tipo cola, i caratteri tipici delle sostanze acide; mentre ai prodotti di uso domestico quale le soda riconoscere il carattere basico mediante il tatto perché scivolosi e adatti a rimuovere lo sporco.

ACIDI E BASI NELLA VITA QUOTIDIANA

Molti dei prodotti (classificabili in chimica come miscugli omogenei e/o eterogenei), normalmente usati in casa, presentano caratteristiche acide o basiche. Ne sono esempi: saponi, detersivi, medicine e alimenti

Acidi Basi

Acidi e basi le prime osservazioni.

Gli Acidi

•  Sono di sapore aspro;

•  Corrodono facilmente molti metalli;

•  Fanno diventare rosso il tornasole, una sostanza estra=a da un lichene.

Le Basi

•  Hanno un sapore amarognolo;

•  Sono saponose al ta=o; •  Si mostrano corrosive

solo per alcuni metalli; •  Fanno diventare blu il

tornasole

Acidi Alcuni alimenti quali l’aceto, il limone e lo yogurt presentano un tipico sapore aspro che viene meglio definito come acido, tale sapore è causato da particolari sostanze contenute in questi prodotti dette acidi: l’acido acetico, nel caso dell’aceto, l’acido citrico, nel caso del succo del limone e l’acido lattico nel caso dello yogurt. Ma alcuni acidi possono essere molto pericolosi, fra questi vi è l’acido cloridrico (commercialmente chiamato acido muriatico, usato per togliere le incrostazioni da calcare) o l’acido solforico usato per sturare i bagni o ancora l’acido fluoridrico usato per togliere le macchie di ruggine dai tessuti.

Altre sostanze, invece, presentano un gusto differente. Se, ad esempio, sciogliamo un cucchiaino di bicarbonato di sodio in un bicchiere d’acqua, la soluzione ha un sapore amarognolo. Il bicarbonato di sodio e le sostanze che presentano lo stesso comportamento sono dette basi (o anche alcali). Fra le basi di comune impiego vi sono l’idrossido di ammonio (ammoniaca) e l’ipoclorito di sodio (candeggina), usati come prodotti per la pulizia delle superfici, e l’idrossido di sodio contenuto nei prodotti per la pulizia delle tubazioni degli scarichi casalinghi.

Basi

Anche nel nostro organismo sono presenti sia sostanze acide sia sostanze basiche. Nello stomaco, ad esempio, viene secreto acido cloridrico (HCl). Sono, invece, basici i succhi pancreatici; leggermente basico è il sangue.

E noi …..

Definizioni di Acidi e Basi

Prima di Arrhenius

Arrhenius

Brönsted- Lowry

Lewis

Prima di Arrhenius

J. R. Glauber

Boyle

Lavoisier

J. von Liebig

J. R. Glauber 1648

Gli alchimisti conoscevano la capacità degli acidi e delle basi di fare cambiare di colore alcuni coloranti vegetali e queste proprietà insieme alla capacità degli acidi e delle basi di neutralizzarsi a vicenda formando Sali, facevano pensare che essi presentassero proprietà opposte

R. Boyle (1627- 1691)

Spiegava la natura pungente degli acidi con la forma a punta delle particelle e le caratteristiche basiche con la forma tonda delle particelle; la neutralizzazione veniva spiegata col fatto che le particelle a punta degli acidi si conficcavano nelle particelle tonde delle basi (questo era un ingenuo trasferimento delle proprietà macroscopiche a livello macroscopico). Fu fra i primi ad occuparsi di indicatori vegetali, egli osservò che lo sciroppo di violette blu virava al rosso in presenza degli acidi e al verde in presenza degli alcali. Altri esperimenti fece con il succo di fiordalisi, di ligustro, di more e con i decotti di fiori di melograno e di rosa. Vide che il litmus (tornasole) estratto da particolari licheni, assumeva colorazione rossa in presenza di acidi e blu in presenza di alcali e ne impregnò la carta per facilitarne l’impiego.

Lavoisier 1777

Sostenne che l’ossigeno era il principio generale dell’acidificazione, in quanto i non metalli combinandosi con l’ossigeno acquisivano carattere acido, ma questo approccio, precursore delle moderne teorie, non fu sviluppato, perché H. Davy riportava studi sull’acido muriatico (HCl) a carattere acido non contenete ossigeno.

J. von Liebig 1838

Ipotizzò che gli acidi contenessero nella loro molecola almeno un atomo di idrogeno sostituibile, stabilendo un secondo principio dell’acidificazione

Acidi e basi secondo Arrhenius (1887):

Gli Acidi si dissociano in acqua liberando ioni H+

HCl + H2O à H3O+ + Cl- Le Basi si dissociano in acqua liberando ioni OH- NaOH + H2O à Na+ + OH- + H2O Queste due specie reagiscono tra loro formando acqua

H3O+ + OH- à 2 H2O

Sörensen 1909

Studiando l’azione degli acidi sulla catalisi enzimatica, dovendo esprimere con numeri semplici il grado di acidità propose l’uso del

pH = - log [H+]

Acidi e basi secondo la teoria di Brönsted- Lowry (1923) :

Acido: specie chimica che dona protoni Base: specie chimica che accetta protoni

HA + H2O à H3O+ + A-

Acido Base Acido coniugato Base coniugata

Rispetto alla teoria di Arrhenius, nella teoria di

Brönsted- Lowry: •  Una base è una specie chimica che accetta protoni

(lo ione idrossido OH- è solo un esempio di base); •  Le reazioni acido-base non sono più limitate alle

soluzioni acquose; •  Alcune specie possono agire sia come acidi sia come

basi, a seconda della natura dell’altra specie reagente.

Teoria di Lewis

Spiega perché alcune reazioni hanno proprietà acido-base pur non avendo idrogeni. Nella teoria di Lewis le reazioni acido-base hanno come protagonista la messa in condivisione di una coppia di elettroni solitari.

Un acido di Lewis è una specie che può formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da un’altra specie. Una base di Lewis è una specie che può formare un legame covalente donando una coppia di elettroni ad un’altra specie.

Esempio:

Accettore di una coppia di elettroni

:N:H H

H

: : H+ + → H-N-H

H

H

- -

+

Donatore di una coppia di elettroni

Anche reazioni senza trasferimento protonico possono essere classificate come reazioni acido-base secondo Lewis

Tipici acidi di Lewis sono ioni metallici con almeno un orbitale vuoto a bassa energia, come Ag+, Al3+, ecc

Tipiche basi di Lewis sono specie con un doppietto elettronico disponibile come NH3, H2O, O2-, ecc

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Un acido di Arrhenius è una sostanza che produce H+ (H3O+) in acqua Un acido di Brønsted è un donatore di protoni

Un acido di Lewis è una sostanza che può accettare una coppia di elettroni Una base di Lewis è una sostanza che può donare una coppia di elettroni

Definizione di Acido

H+ H O H • • • •

+ OH- • • • •

• • acido base

N H • •

H

H

H+ +

acido base

N H

H

H

H +

Gli acidi e le basi come elettroliti.

Le sostanze che in soluzione acquosa si scindono in ioni positivi e negativi in grado di condurre, in varia misura, la corrente elettrica, vengono chiamate elettroliti.

Gli ioni rappresentano i “veicoli” per il trasporto

dell’elettricità. Maggiore è il numero di ioni presenti, maggiore è la conducibilità della soluzione dell’elettrolita.

Sono elettroliti gli acidi, le basi, e i sali.

Dissociazione: si riferisce alla scissione in ioni di carica opposta, che subiscono, per intervento dell’acqua, i composti ionici.

Ionizzazione: si riferisce alla separazione in ioni di carica opposta che subiscono i composti covalenti polari all’atto della loro dissoluzione in acqua.

Gli elettroliti che in soluzione presentano tutte le molecole dissociate in ioni sono chiamati elettroliti forti (es: cloruro di sodio, acido cloridrico, acido solforico, ecc.).

Gli elettroliti dei quali, invece, solo una piccola

frazione è dissociata in ioni si chiamano elettroliti deboli (es: acido acetico, acido carbonico, acido citrico, ammoniaca, ecc.)

Ad esempio una soluzione di cloruro di sodio (“sale da cucina”) è un buon conduttore; una soluzione di acido acetico (presente nell’aceto) è un cattivo conduttore.

Eseguendo prove di conducibilità elettrica anche su soluzioni di CH3COOH e HCl si osserva un’importante differenza.

Se si preparano soluzioni di acidi diversi sciogliendo però lo stesso numero di molecole, la concentrazione degli ioni H+ può essere differente.

Lo stesso vale per le basi: misure di conducibilità elettrica mostrano, ad esempio, che a parità di concentrazione, una soluzione di NaOH conduce molto meglio la corrente rispetto ad una soluzione di NH3.

ACIDI

ACIDI FORTI ACIDI DEBOLI

In soluzione acquosa si ionizzano

completamente

In soluzione acquosa si ionizzano

solo parzialmente

BASI

BASI FORTI BASI DEBOLI

In soluzione acquosa si dissociano o ionizzano

in modo completo

In soluzione acquosa producono

quantità ridotte di ioni OH-

La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base forte può essere così rappresentata:

La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base debole può essere così rappresentata:

Dal seguente grafico possiamo notare che le sostanze più acide e più basiche hanno un’alta conducibilità.

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Elettrolita Forte – 100% dissociazione

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O

Elettrolita Debole – non completamente dissociato

CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq)

Acidi Forti sono elettroliti forti

HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)

HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq)

H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq)

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HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)

Acidi Deboli sono elettroliti deboli


HSO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + SO4

2- (aq)

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)

Basi Forti sono elettroliti forti

NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) H2O

KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq) H2O

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) H2O

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F- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HF (aq)

Base Deboli sono elettroliti deboli

NO2- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HNO2 (aq)

Coppie acido-base coniugate:

•  La base coniugata di un acido forte non ha una forza misurabile.

•  H3O+ è l’acido più forte che può esistere in soluzione acquosa.

•  OH- è la base più forte che può esistere in soluzione acquosa.

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Acido Forte (HCl) Acido Debole (HF)

La forza relativa di un acido (o di una base) può essere considerata in funzione della loro tendenza a perdere (accettare) un protone. Gli acidi più forti sono quelli che perdono più facilmente i loro protoni. Analogamente le basi più forti sono quelle che accettano un protone più facilmente.

Un acido forte è una sostanza che in acqua è completamente ionizzato:

HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

La reazione è spostata completamente verso destra, per cui l’acido cloridrico è un acido forte. Se si considera la reazione inversa, questa avviene in piccolissima parte (praticamente non avviene). In essa lo ione Cl- agisce come base accettando un protone dall’acido H3O+, ma è una base estremamente debole.

Forza relativa di acidi e basi

acido base acido base

HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) acido base acido base

Questa reazione si può considerare anche in funzione della forza relativa tra HCl e H3O+. HCl perde il protone più facilmente di H3O+ ed è quindi un acido più forte e la reazione è spostata verso destra.

più forte più debole

Se consideriamo la ionizzazione dell’acido acetico:

CH3COOH(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

Sperimentalmente si vede che solo l’1% delle molecole di CH3COOH sono ionizzate. Questo vuol dire che H3O+ è un acido più forte di CH3COOH. L’equilibrio è spostato verso sinistra.

acido acido più forte più debole

CH3COO- è la base coniugata di CH3COOH. Poichè l’equilibrio è spostato verso sinistra questo vuol dire CH3COO- è sì una base debole ma sicuramente più forte di H2O.

In base ai dati precedenti possiamo stabilire la seguente scala di acidità:

HCl>H3O+>HF>CH3COOH

Se consideriamo la ionizzazione dell’acido fluoridrico:

HF(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq)

Qui solo il 3% delle molecole di HF sono ionizzate. Questo vuol dire che HF è un acido più debole di H3O+, ma è più forte di CH3COOH. F-, la base coniugata di HF, è una base più forte di H2O, ma più debole di CH3COO-.

acido acido più forte più debole

Gli acidi più forti hanno le basi coniugate più deboli, e le basi più forti hanno gli acidi coniugati più deboli.

In generale in una reazione acido-base la reazione è spostata nella direzione dal più forte al più debole membro della coppia coniugata acido-base.

Si può quindi scrivere la seguente tabella

In realtà nella tabella HNO3,H2SO4,HCl, HBr, HI e HClO4 sono tutti acidi forti (=completamente dissociati in acqua) ed è quindi evidente che per stabilire la forza relativa di questi acidi occorre procedere diversamente da quanto fatto in precedenza.

Gli acidi precedenti, sciolti in acqua, sono tutti ionizzati al 100%, ma se usiamo un solvente meno basico dell’acqua (come, ad esempio, un acido debole, come l’acido acetico) si può notare una differenza. Per esempio né HCl, né HI sono completamente ionizzati, ma si trova che HI è ionizzato in percentuale maggiore rispetto ad HCl ed è quindi un acido più forte. Poiché per gli acidi forti la forza in acqua sembra essere la stessa si parla di effetto livellante dell’acqua sugli acidi forti.

Abbiamo finora valutato la forza degli acidi in maniera empirica. Possiamo però in alcuni casi correlare la forza relativa di una serie di acidi alla loro struttura molecolare. La forza di un acido dipende dalla facilità con cui il protone H+ è rimosso dal legame X–H nella specie acida.

I fattori che determinano le forze relative degli acidi sono principalmente due:

-  La polarità del legame X–H: X ⎯⎯ H

Più il legame è polarizzato (con la carica positiva sull’idrogeno) maggiore è la polarità del legame e maggiore l’acidità.

-  La forza del legame X–H con cui il protone è legato ad X che a sua volta dipende dalle dimensioni dell’atomo X: più grande è l’atomo più debole è il legame e quindi maggiore è l’acidità.

Forza degli acidi e struttura molecolare

δ+ δ-

Consideriamo una serie di acidi binari HX formati dagli elementi del gruppo VII A, il cui ordine di acidità è

HF<HCl<HBr<HI

L’elettronegatività degli elementi X diminuisce lungo il gruppo e quindi la polarità di H-X aumenta. Nonostante questo le dimensioni di X aumentano ed è questo secondo fattore a prevalere. Questo vale anche per gli idracidi formati dagli elementi del VI e V gruppo.

Andando invece da sinistra a destra lungo un periodo l’elettronegatività aumenta mentre le dimensioni diminuiscono, benchè di poco. In questo caso è il fattore polarità a prevalere e l’acidità degli idracidi HnX aumenta da sinistra a destra lungo un periodo:

NH3(base)<H2O<HF

Gli ossiacidi hanno una struttura del tipo: H–O–Y–

in cui l’atomo Y è spesso legato ad altri atomi di ossigeno o gruppi OH, come, ad esempio HClO4 o H2SO4. In questo caso è solo la polarità del legame O–H a determinare l’acidità e questa aumenta con l’elettronegatività di Y. Ad esempio:

HIO<HBrO<HClO Inoltre in una serie di ossiacidi di tipo (OH)mYOn l’acidità aumenta all’aumentare al numero n di atomi di ossigeno (molto elettronegativo) legati ad Y.

HClO<HClO2<HClO3<HClO4

H2SO3<H2SO4

Consideriamo ora la forza relativa di un acido poliprotico (che può perdere più di un protone) e dei suoi anioni acidi corrispondenti. Ad esempio H2SO4 si ionizza per dare un protone e HSO4

-, che a sua volta può ulteriormente dissociarsi per dare un altro protone e SO4

2-. HSO4

- è un acido perché può donare un protone, tuttavia, a causa della carica negativa dello ione che tende ad attrarre il protone, la sua acidità è minore di H2SO4:

HSO4-< H2SO4

La forza di un acido poliprotico e dei suoi anioni diminuisce con l’aumentare della carica negativa

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What is the pH of a 2 x 10-3 M HNO3 solution?

HNO3 is a strong acid – 100% dissociation.


pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7

Start

End

0.002 M

0.002 M 0.002 M 0.0 M

0.0 M 0.0 M

What is the pH of a 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2 solution?

Ba(OH)2 is a strong base – 100% dissociation.

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) Start

End

0.018 M

0.018 M 0.036 M 0.0 M

0.0 M 0.0 M

pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.6

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HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)

Acidi Deboli (HA) e Costanti di Ionizzazione Acida

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Ka = [H+][A-]

[HA]

Ka è la costante ionizzazione acida

Ka Forza

dell’acido debole

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What is the pH of a 0.5 M HF solution (at 250C)?

HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) Ka = [H+][F-]

[HF] = 7.1 x 10-4

HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)

Initial (M)

Change (M)

Equilibrium (M)

0.50 0.00

-x +x

0.50 - x

0.00

+x

x x

Ka = x2

0.50 - x = 7.1 x 10-4

Ka ≈ x2

0.50 = 7.1 x 10-4

0.50 – x ≈ 0.50 Ka << 1

x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M

[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72 [HF] = 0.50 – x = 0.48 M

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Quando posso usare l’approssimazione?

0.50 – x ≈ 0.50 Ka << 1

Quando x è minore del 5% del valore da cui è sottratto.

x = 0.019 0.019 M 0.50 M x 100% = 3.8%

Meno del 5% Approssimazione

ok.

Qual è il pH di una soluzione 0.05 M di HF (a 250C)?

Ka ≈ x2

0.05 = 7.1 x 10-4 x = 0.006 M

0.006 M 0.05 M x 100% = 12%

Più del 5% Approssimazione non

ok. Bisogna trovare la x usando l’equazione di 2° grado.

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What is the pH of a 0.122 M monoprotic acid whose Ka is 5.7 x 10-4?


Initial (M)

Change (M)

Equilibrium (M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

Ka = x2

0.122 - x = 5.7 x 10-4

Ka ≈ x2

0.122 = 5.7 x 10-4

0.122 – x ≈ 0.122 Ka << 1

x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M

0.0083 M 0.122 M x 100% = 6.8%

More than 5% Approximation not ok.

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Ka = x2

0.122 - x = 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c =0 -b ± b2 – 4ac √ 2a x =

x = 0.0081 x = - 0.0081


Initial (M)

Change (M)

Equilibrium (M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09

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percent ionization = Ionized acid concentration at equilibrium Initial concentration of acid

x 100%

For a monoprotic acid HA

Percent ionization = [H+]

[HA]0 x 100% [HA]0 = initial concentration

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Acidi Diprotici e Triprotici

•  Hanno più di uno ione idrogeno per molecola. •  Si può considerare la loro ionizzazione per stadi successivi. •  Una costante può essere scritta per ciascun stadio di ionizzazione. •  Di conseguenza, due o più costanti di equilibrio possono essere usate per calcolare le concentrazioni delle specie in soluzione acida. species in the acid solution.

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NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

Basi Deboli e Costanti di Ionizzazione Basiche

Kb = [NH4

+][OH-] [NH3]

Kb è la constante di ionizzazione basica

Kb Forza

della base debole

Si risolve come per gli acidi deboli, con l’eccezione di risolvere per [OH-] invece che [H+].

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Costanti di Ionizzazione per Coppie Coniugate Acido-Base


A- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HA (aq)

Ka

Kb

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) Kw

KaKb = Kw

Acido Debole e la Base Coniugata

Ka = Kw Kb

Kb = Kw Ka

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Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Neutre:

I Sali contenenti uno ione metallico alcalino o alcalino terroso (eccetto Be2+) e la base coniugata di un acido forte (e.g. Cl-, Br- e NO3

-).

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O

Soluzioni Basiche:

Sali derivati da una base forte e un acido debole.

NaCH3COOH (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq) H2O

CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)

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Proprietà Acido-Base dei Sali Soluzioni Acide:

Sali derivati da un acido forte ed una base debole.

NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq) H2O

NH4+ (aq) NH3 (aq) + H+ (aq)

Sali con cationi piccoli, ad elevata carica (e.g. Al3+, Cr3+, e Be2+) e la base coniugata di un acido forte.

Al(H2O)6 (aq) Al(OH)(H2O)5 (aq) + H+ (aq) 3+ 2+

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Idrolisi Acida di Al3+

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Proprietà Acido-Base dei Sali

Soluzioni in cui sia il catione che l’anione può idrolizzare:

•  Kb per l’anione > Ka per il catione, la soluzione sarà basica

•  Kb per l’anione < Ka per il catione, la soluzione sarà acida

•  Kb per l’anione ≈ Ka per il catione, la soluzione sarà neutra

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Oxides of the Representative Elements In Their Highest Oxidation States

CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq)

N2O5 (g) + H2O (l) 2HNO3 (aq)

Na2O (s) + H2O (l) 2NaOH (aq)

acidi e basi - uniroma2.it · acqua ancora indissociate in protoni e ioni ossidrile è praticamente...

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