ACIDI BASI E CALCOLO DEL PH, Appunti di Chimica

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GLI ACIDI E LE BASI LA REAZIONE DI DISSOCIAZIONE IONICA CONSISTE NELLA FORMAZIONE DI IONI DI CARICA OPPOSTA Molti composti chimici inorganici, quando sono presenti in soluzione acquosa, si trovano sotto forma di ioni → la reazione mediante la quale acidi, basi e sali solubili in acqua si dissociano in ioni di carica elettrica opposta si chiama dissociazione ionica DISSOCIAZIONI IONICA DEGLI ACIDI IN ACQUA Acidi: composti molecolari polari (= tenuti insieme da alcuni legami covalenti) che si possono dissociare → presentano una parziale separazione di cariche elettriche, indicate con i simboli δ+ e δ‒ Idracidi: idrogeno + alogeni Ossiacidi: idrogeno + non metallo + ossigeno Gli acidi messi in acqua si dissociano in: H++ NM-/NMO- La separazione di carica è accentuata dalla presenza dei dipoli dell’acqua → l’acqua tenderà a posizionare le sue cariche parzialmente positive (che si trovano sull’idrogeno) dove le molecole disciolte in essa hanno le cariche parzialmente negative → viene accentuata la differenza di elettronegatività che c’è nella molecola di acido e si formano i 2 ioni DISSOCIAZIONI IONICA DELLE BASI E DEI SALI IN ACQUA Sali solubili: composti formati da: - metallo + non metallo → sale binario - metallo + non metallo + ossigeno → sale ternario I sali, essendo composti ionici, si dissociano in acqua in: M++ NM-/NMO- Basi solubili = idrossidi solubili Essendo composti ionici, si dissociano in acqua in: M+ + OH- Se si mette in acqua un idrossido non solubile non si dissocia → rimane nella sua forma ionica aggregata, quindi non andrà ad influire sul pH della soluzione ELETTROLITI Gli acidi, le basi e i sali che in acqua, essendo dissociati in ioni, conducono la corrente elettrica sono definiti elettroliti La dissociazione può essere completa o parziale → il grado di dissociazione determina se un elettrolita è forte o debole: ● elettroliti forti → la dissociazione va a completamento → equilibrio completamente spostato a destra i sali sono elettroliti forti ● elettroliti deboli → la dissociazione raggiunge un equilibrio prima di terminare ( = dissociazione parziale) ● non elettroliti → non si dissociano → es. composti molecolari che non sono acidi ACIDI E BASI: proprietà Problema: la classificazione è basata su caratteristiche qualitative → serve una definizione univoca TEORIA DI ARRHENIUS La teoria che cerca di definire acidi e basi in modo univoco è la teoria di Arrhenius Osservazione: ● gli acidi (simbolo HA) sono elettroliti che contengono almeno un idrogeno ● le basi (simbolo BOH) sono elettroliti che contengono almeno un gruppo idrossido Definizione: ● acido → specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni H+ ● base → specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni OH- PROBLEMI DELLA TEORIA DI ARRHENIUS La teoria non spiega: - il comportamento acido di alcuni composti acidi (CO2, SO2), che non hanno atomi di idrogeno al loro interno - il comportamento basico di alcuni composti basici (NH3, CaO) che non hanno gruppi idrossido al loro interno Pertanto, le definizioni di Arrhenius vengono modificate: ● acido → specie chimica che in soluzione acquosa aumenta la concentrazione degli ioni idrogeno ● base → specie chimica che in soluzione acquosa aumenta la concentrazione degli ioni idrossido → queste definizioni sono problematiche perché non danno una definizione assoluta, ma una definizione in soluzione acquosa BASI FORTI E DEBOLI ● base forte → alta tendenza ad accettare un protone → equilibrio spostato a destra (Kc alto) ● base debole → bassa tendenza ad accettare un protone → equilibrio spostato a sinistra (Kc basso) Maggiore è la tendenza ad accettare un protone, tanto più l’equilibrio di protonazione è spostato a destra (→ Kc è alto) COSTANTE DI DISSOCIAZIONE BASICA B(aq) + H2O(l) ⇆ BH+ (aq) + OH− (aq) Kc è dato dalla reazione: [H2O] è costante → l’acqua è un liquido puro Costante di dissociazione basica (Kb) o costante di ionizzazione basica o costante di basicità = Kc · [H2O] = Kb Sostituendo nella reazione precedente si ottiene: si scrive sempre a partire dalla dissociazione della base in acqua Kb serve per confrontare le forze delle basi → se aumenta Kb aumenta anche la forza di una base Gli acidi coniugati delle basi forti non hanno tendenza a cedere un protone e sono quindi acidi molto deboli → tanto più debole è una base, tanto più forte è il suo acido coniugato BASI POLIPROTICHE Basi poliprotiche: basi che possono accettare più di un H+ → protonazione graduale Kb3 < Kb2 < Kb1 RELAZIONE TRA Ka E Kb Ka e Kb sono correlati tra loro → aumentando la forza di un acido (Ka), diminuisce la forza della sua base coniugata (Kb) Il prodotto tra la Ka di un acido e la Kb della sua base coniugata è costante → prodotto ionico dell’acqua (Kw) Alla temperatura ambiente di 25°C Kw = 1,0 x 10-14 M2 → valore influenzato dalla temperatura Kw aumenta se aumenta T perchè l’autoionizzazione dell’acqua è una reazione endotermica Ka x Kb = Kw → se si conosce la Ka di un acido si può ricavare la Kb e viceversa, perché: - Kb = Kw/Ka - Ka = Kw/Kb PREVEDERE LA POSIZIONE DELL’EQUILIBRIO IN UNA REAZIONE ACIDO-BASE La posizione dell’equilibrio in una reazione di protolisi, ovvero in una reazione dove si sposta un protone, è sempre spostata nella direzione di formazione dell’acido e della base più deboli, che avranno i valori più piccoli di Ka e Kb in questo caso l’equilibrio è spostato verso sinistra Kw E pH Se si guarda l’equazione 2 H2O(l) ⇆ H3O+ (aq) + OH− (aq) Poiché [H2O]eq = [H2O]i : [H3O+] x [OH−] = Kc x [H2O]2 → il prodotto tra due costanti è una nuova costante indicata con Kw: [H3O+] x [OH−] = Kw A 25 °C: Kw = 1,0 x 10−14 M2 → [H3O+] = [OH−] = √(1,0 x 10-14) = 1,0 x 10−7 M VARIAZIONE CONCENTRAZIONE IONI E KW Kw deriva da Kc per cui non varia se variano le concentrazioni degli ioni: ● se si aggiunge un acido → nell’equazione aumentano gli ioni H3O+ perchè un acido in acqua dona ioni H+ → ioni H3O+ diventeranno maggiori di 10-7 mol/L se si aggiunge alla reazione H3O+, essa li consuma, consumando anche OH− → Kw rimane costante ● se si aggiunge una base → nell’equazione aumentano gli ione OH- perchè una base in acqua acquisisce ioni H+ → ioni OH- diventeranno maggiori di 10-7 mol/L se si aggiunge alla reazione OH-, essa li consuma, consumando anche H3O+ → Kw rimane costante L’aumento della concentrazione di uno ione (H3O+ o OH−) determina la diminuzione della concentrazione dell’altro, poiché Kw è costante in tutte le soluzioni acquose pH DELLE SOLUZIONI ACIDE, NEUTRE E BASICHE USANDO KW ● soluzione acida: [H3O+] > [OH−] quindi [H3O+] > 1,0 · 10−7 mol/L → pH <7 ● soluzione neutra: [H3O+] =[OH−] quindi [H3O+] = 1,0 · 10−7 mol/L → pH = 7 ● soluzione basica: [H3O+] <[OH−] quindi [H3O+] < 1,0 · 10−7 mol/L → pH > 7 IL pH Il pH è un modo per misurare l’acidità → la sua formula è: pH = -log [H3O+] Dal valore del pH si può calcolare la concentrazione degli ioni H3O+ mediante la relazione: [H3O+] = 1,0 x 10-pH Il pOH è la concentrazione degli ioni OH- → la sua formula è: pOH = -log [OH-] Essendo che: [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14 → per le proprietà dei logaritmi: pH + pOH = 14 SCALA DI pH E pOH CALCOLARE IL pH DI ACIDI E BASI FORTI ● acidi forti monoprotici (HClO4, HNO3, HCl, HBr, HI) che sono completamente dissociati in ioni → [H3O+] = [Ca]iniziale ● basi forti dei metalli alcalini → [OH−] = [Cb]iniziale ● basi forti dei metalli alcalino-terrosi (tranne il berillio) → [OH−] = 2 [Cb]iniziale CALCOLARE IL pH DI ACIDI E BASI DEBOLI Bisogna considerare Ka o Kb perchè la dissociazione non è completa → Poiché: - [H3O+] = [A-] - [HA]iniziale = [HA]eq→ l’acido è debole quindi la quantità di molecole che si dissociano è molto piccola