Equilibri in soluzione
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Teorie acido-base
Auto-ionizzazione dell’acqua
Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H)
Concentrazione H+ e pH
Equilibri di scambi di protoni
⇄ X- + H+
X-OH ⇄ X+ + OHX-H
⇄ X-O- + H+
X-O-H ⇄ X+ + OH-
Equilibrio
aA + bB ⇄ cC + dD
X-O-H
Caso speciale:
H-O-H ⇄ H+ + OH-

C  D 
K
Aa B b
c
d
Acidi
Hanno sapore acido
Corrodono i metalli
Producono ioni H+ (come H3O+) nell’acqua
Producono anche uno ione negativo (-)
Reagiscono con le basi per formare sali e acqua
Basi
Hanno sapore amaro, gessoso
Sono elettroliti
Al tatto sono saponosi e viscidi
Producono ioni OH- nell’acqua
Reagiscono con gli acidi a dare sali e acqua
Definizioni di acido e base
ARRHENIUS
Acido: sostanza che in soluzione acquosa
rilascia H+
HNO3  H+ + NO3Base:
sostanza che in soluzione acquosa
rilascia OHKOH  K+ + OH-
BRONSTED-LOWRY
Acido: sostanza che in soluzione acquosa
rilascia H+
HNO3  H+ + NO3Base:
sostanza che in soluzione acquosa
accetta H+
OH- + H+  H2O
NH3 + H+  NH4+
Definizioni di acido e base
La definizione più estensiva di acido e base è data da Lewis
LEWIS
Acido: sostanza (elettrofila) che tende ad
doppietti elettronici
accettare
Base:
doppietti
sostanza(nucleofila) tende a cedere
elettronici
A
Acido
+
B:  B:A
Base
Addotto (o complesso)
OH- + H+  H2O
NH3 + H+  NH4+
BF3 + :NH3  BF3:NH3
Broensted- Lowry: acidi e basi coniugate
AH + B ⇄ A- + HB
AH cede un protone e diventa A-  ACIDO
B accetta un protone e diventa BH  BASE
Se AH è donatore di H+, A- è accettore
Se B è accettore di protoni, BH è donatore
Acido (AH)  base coniugata (A-)
Base (B)  acido coniugato (BH)
NH3 + H2O
NH4
+
+
OH
L’ammoniaca acquista un protone dall’acqua,
trasformandosi nell’acido coniugato ione ammonio.
L’acqua cede un protone all’ammoniaca,
trasformandosi nella base coniugata OH-.
NH3 + H2O
NH4
+
+
OH
Nella reazione inversa, OH- riceve un protone dallo
ione ammonio.
In questa reazione lo ione ammonio si comporta
quindi da acido e lo ione OH- si comporta da base.
Acidi e basi di Lewis
• Acido: accettore di un doppietto di elettroni
• Base: donatore di un doppietto di elettroni
A + :B = A-B (complesso)
Acido + Base formano un legame covalente
Equilibri di Broensted
• Le soluzioni di acidi e basi coniugati vanno velocemente
all’equilibrio
• Acidi e basi scambiano protoni con l’acqua e ne
modificano le caratteristiche
AH(aq) + H2O ⇄ A-(aq) + H3O+
H2O + B(aq) ⇄ OH-(aq) + BH
Acido1 + base2 ⇄ base1 + acido2
Equilibri delle soluzioni di acidi e basi
• L’equilibrio per un acido
• Per una base
Ioni come acidi o basi
• Se acido acetico è acido,
– lo ione acetato è una base
• Se ammoniaca è una base,
– lo ione ammonio è un acido
Quindi:
Gli anioni possono essere basi
I cationi possono essere acidi
Auto-ionizzazione dell’H2O
L’acqua è anfiprotica: può agire da acido e da base
L’acqua ionizza se stessa: Autoionizzazione
H2O + H2O
H3O+ + OH-
= 1.8 • 10-16 (a 25 °C)
dato che la kc è molto piccola possiamo assumere costante la [H2O] = 1000/18
= 55.5 moli/litro
Kc • [H2O]2 = Kw = [H3O+][OH-] = 10 -14
Prodotto ionico dell’acqua
H3O+ + OH-
2 H2 O
Kc =
[H3O+] · [OH-]
[H2O]2
Kw = [H3O+] · [OH-] = 1·10-14
[H3O+]2 = 1.0 x 10-14
[H3
a 25°C
+
O]
=
[OH ]
=
-7
1·10
Kw = [H+][OH-] = 10 -14
[H+] = [OH-] = 10 -7
quando in una soluzione acquosa [H+] = [OH-]  la soluzione è detta neutra
H+EXTRA
H2O
H+ + OH-
Se aumentiamo la [H+], aggiungendolo
dall’esterno, in base alla legge di azione di
massa l’equilibrio si sposterà verso sinistra
(in direzione dei reagenti). Ma dovendo
comunque la KW rimanere costante risulterà
al nuovo equilibrio: [H+] > [OH-].
esempio
Equilibrio iniziale
Kw = [H+][OH-] = 10-7 • 10-7 = 10-14
Nuovo equilibrio
Kw = [H+][OH-] = 10-5 • 10-9 = 10-14
Si applica, naturalmente, lo stesso principio se si riduce la [H+]
o si aumenta o riduce la [OH-]
[H+] mol/L
Relazione in soluzione
acquosa tra
le concentrazioni
molari di H+ e OH-
[OH-] mol/L
1
100
0.00000000000001
10-14
0.1
10-1
0.0000000000001
10-13
0.01
10-2
0.000000000001
10-12
0.001
10-3
0.00000000001
10-11
0.0001
10-4
0.0000000001
10-10
0.00001
10-5
0.000000001
10-9
0.000001
10-6
0.00000001
10-8
0.0000001
10-7
0.0000001
10-7
0.00000001
10-8
0.000001
10-6
0.000000001
10-9
0.00001
10-5
0.0000000001
10-10
0.0001
10-4
0.00000000001
10-11
0.001
10-3
0.000000000001
10-12
0.01
10-2
0.0000000000001
10-13
0.1
10-1
0.00000000000001
10-14
1
100
HNO2 + H2O
Kc =
[H3O+] · [NO2-]
[HNO2] · [H2O]
Ka (= Kc ·[H2O]) =
Ka =
H3O+ + NO2-
[H3O+] · [NO2-]
[H3O+] · [NO2-]
[HNO2]
pKa = 3.35
[HNO2]
= 4.5 · 10-4
NH4+ + OH-
NH3 + H2O
Kc =
[NH4+] · [OH-]
[NH3] · [H2O]
Kb (= Kc ·[H2O]) =
Kb = 1,8 x 10-5
[NH4+] · [OH-]
[NH3]
pKa = 4,75
Forza di acidi e basi
CH3COOH
HCl
Mg
ddH2O
CH3COOH
HCl
Acidi e basi forti
• Se la Ka di un acido è molto
alta, esso è tutto dissociato:
Acido forte (Es. HCl)
• Se la Kb di una base è molto
alta, essa è tutta dissociata:
Base forte (Es. NaOH)
• Le forme coniugate sono
deboli!!!
ACIDI FORTI
BASI FORTI
Acidi deboli
• Se un acido ha una Ka <<1 esso è poco
dissociato: acido debole. (Es acido acetico:
Ka = 1.8 x 10-5 M)
• La maggior parte del reagente è nella forma
indissociata : CH3COOH, e solo una piccola
frazione è dissociata: CH3COO• Comportamento comune a tutti gli acidi
organici carbossilici, e ioni ammonio
Acidi deboli
ACIDI DEBOLI
Basi deboli
• L’ammoniaca ha Kb = 1.8 x 10-5 M,
quindi in soluzione è quasi tutta nella
forma NH3, e solo una piccola frazione
è come NH4+
• E’ una base debole, come tutte la
ammine ed anioni degli acidi
carbossilici
BASI DEBOLI
Forza di acidi e basi in Acqua
In soluzione acquosa la forza della coppia acido/base
viene misurata in rapporto alla forza della coppia
H3O+/H2O
AH + H2O
A- + H3O+
La forza di acidi e basi in acqua
• Un composto AH che è un donatore di
protoni più forte di H3O+ può cedere H+ ad
H2O, ed è un acido forte
• Se come donatore di protoni ha una forza
< H3O+ ma > H2O è un acido debole
• Se la sua forza è < H2O è una base
Acidi in acqua
AH + H2O ⇄ A- + H3O+
acido1
⇄
acido 2
Se AH:
non è donatore di protoni, non è acido
è un donatore meno forte di H3O+ , è un acido debole
è un donatore più forte di H3O+ , è un acido forte
Basi in acqua
AH + H2O ⇄ AH2+ + OH –
Base1
⇄
base 2
Se AH:
non è accettore di protoni, non è una base
è un accettore meno forte di OH–, è una base debole
è un accettore più forte di OH–, è una base forte