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bernardino-serafini
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Acidi e BasiDissociazione dell’acqua
L’acqua pura mostra una piccola conducibilità elettrica quindi non tutti i legami
nelle molecole sono covalenti
Una piccolissima porzione di molecole si dissocia in ioni:
7w3 10KOHOH
16
2
3eq 1082,1
OH
OHOHK
143eq2w 10OHOHK OHK
OH OH OH 2 32
OH H OH 2
OH H OH 2
73 10OHOH - soluzioni neutre se
- soluzioni acide se
- soluzioni basiche se
OHOH3
OHOH3
Soluzioni acide e basiche
Acidi e Basi- Definizione di Arrhenius: gli acidi sono sostanze che in soluzione acquosa si
dissociano generando ioni idrogeno, H+ (H3O+)
- Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa si dissociano generando ioni
idrossido, OH-
Cl H HCl
A H AH
2442 SO 2H SOH
OH Na NaOH
OH B BOH
- Definizione di Bronsted - Lowry: gli acidi sono sostanze che in soluzione
acquosa sono capaci di donare protoni.
- Le basi sono sostanze che in soluzione acquosa sono capaci di accettare protoni.
- Definizione di Lewis: gli acidi sono sostanze capaci di ricevere un doppietto
elettronico, le basi sono sostanze capaci di cedere un doppietto elettronico.
43 NH H NH
3- NH: OH: H
Forza degli acidi
A H AH
onedissociazi di costante K
AH
AHK aa
Es. acido fortissimo, HCl
Es. acido debole, acido acetico
Cl H HCl
COOCH H COOHCH 33
5-
3
3a 10 1,8
COOHCH
COOCHHK
L’acido acetico è un acido debole, infatti:
0,004H :ha si M 1 COOHCHper 3
-Superacidi, costante di dissociazione non calcolabile perché troppo grande
-acidi forti Ka >10-1
-acidi medioforti 10-1>Ka>10-3
-acidi mediodeboli 10-3>Ka>10-4
-acidi deboli 10-4>Ka>10-8
-acidi debolissimi Ka<10-8
Soluzione di un acido debole
A H AH
AH
AHKa
Es. acido debole, acido acetico COOCH H COOHCH 33
5-
3
3a 10 1,8
COOHCH
COOCHHK
L’acido acetico è un acido debole, infatti: 0,00424H :ha si M 1 COOHCHper 3
KCH H
K a
2
a
aCa
AH AAH Ca
A AOHH -
14w 10OHH K
Forza delle basi
OH B BOH
onedissociazi di costante K
BOH
OHBK bb
Es. superbasi, idrossido di sodio, NaOHidrossido di potassio, KOH
Es. base debole, ammoniaca
OH Na NaOH
OH NH OH NH 423
5-
32
4b 10 1,8
NHOH
OHNHK
L’ammoniaca è una base debole, infatti:
0,004OH :ha si M 1 NHper 3
-Superbasi, costante di dissociazione non calcolabile perché troppo grande
-basi forti Kb >10-1
-basi medioforti 10-1>Kb>10-3
-basi mediodeboli 10-3>Kb>10-4
-basi deboli 10-4>Kb>10-8
-basi debolissime Kb<10-8
OH K KOH
Costanti di ionizzazione di alcuni acidi a 25°C
nome reazione Keq
Ac. Acetico CH3COOH <=> H+ + CH3COO- 1,8 10-5
Ac. Benzoico C6H5COOH <=> H+ + C6H5COO- 6,0 10-5
Ac. Cloroso HClO2 <=> H+ + ClO2- 1,1 10-2
Ac. Cianico HOCN <=> H+ + OCN- 1,2 10-4
Ac. Formico HCOOH <=> H+ + HCOO- 1,8 10-4
Ac. Azotidrico N3H <=> H+ + N3- 1,9 10-5
Ac. Cianidrico HCN <=> H+ + CN- 4,0 10-10
Ac. Fluoridrico HF <=> H+ + F- 6,7 10-4
Ac. Ipobromoso HBrO <=> H+ + BrO- 2,1 10-9
Ac. Ipocloroso HClO <=> H+ + ClO- 3,2 10-8
Ac. Nitroso HNO2 <=> H+ + NO2- 4,5 10-4
Costanti di ionizzazione di alcune basi a 25°C
nome reazione Keq , Kb
Ammoniaca NH3 + H2O <=> NH4+ + OH
- 1,8 10-5
Anilina C6H5NH2 + H2O <=> C6H5NH3+ + OH
- 4,6 10-10
Dimetilammina (CH3)2NH + H2O <=> (CH3)2NH2+ + OH
- 7,4 10-4
Idrazina N2H4 + H2O <=> N2H5+ + OH
- 9,8 10-7
Metilammina CH3NH2 + H2O <=> CH3NH3+ + OH
- 5,0 10-4
Piridina C5H5N + H2O <=> C5H5NH+ + OH- 1,5 10-9
Trimetilammina (CH3)3N + H2O <=> (CH3)3NH+ + OH- 7,4 10-5
Acidi poliprotici
Sono sostanze capaci di dissociare più protoni (diprotici e poliprotici)es: acido fosforico:
H3PO4 <=> H+ + H2PO4-
H2PO4- <=> H+ + HPO4
2-
HPO42- <=> H+ + PO4
3-
3-
43
-42
a1 10 7,0POH
POHHK
8-
42
-24
a2 10 6,0POH
HPOHK
12-
24
-34
a3 10 1,0HPO
POHK
Costanti di ionizzazione di alcuni acidi poliprotici a 25°C
nome reazione Keq
Ac. arsenico H3AsO4 <=> H+ + H2AsO4- Ka1= 2,5 10-4
H2AsO4- <=> H+ + HAsO4
-2 Ka2= 5,6 10-8
HAsO4-2 <=> H+ + H2AsO4
-3 Ka3= 3,0 10-13
Ac. Carbonico H2CO3 <=> H+ + HCO3- Ka1= 4,2 10-7
HCO3- <=> H+ + CO3
-2 Ka2= 4,8 10-11
Ac. solfidrico H2S <=> H+ + HS- Ka1= 1,1 10-7
HS- <=> H+ + S
-2 Ka2= 1,0 10-14
Ac. solforico H2SO4 <=> H+ + HSO4- Ka1= forte
HSO4- <=> H+ + SO4
-2 Ka2= 1,3 10-2
Ac. solforoso H2SO3 <=> H+ + HSO3- Ka1= 1,3 10-2
HSO3- <=> H+ + SO3
-2 Ka2= 5,6 10-8
Relazione tra Ka e Kb
onedissociazi di costante K AH
AHK aa
onedissociazi di costante K BOH
OHBK bb
A
OHAHKb
OH AH OH A 2
wba KOHH A
OHAH
AH
AHKK
Pesi equivalenti e normalità
Un equivalente è la quantità di sostanza che sembra o genera una mole di “particelle”Per reazioni acido-base le “particelle” sono gli “H+”, quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera una mole di protoni.Nelle ossidoriduzioni le “particelle” sono gli “elettroni”, quindi un equivalente è la quantità di sostanza che scambia o genera una mole di elettroni.
N , Normalità = concentrazione espressa in equivalenti per litro di soluzione
Esempio di pesi equivalenti
Acido fosforico
a) H3PO4 + NaOH <=> NaH2PO4 + H2O
peso equivalente PE = 97,997222/1 = 97,997222
b) H3PO4 + 2NaOH <=> Na2HPO4 + 2H2O
peso equivalente PE = 97,997222/2 = 48,998611
c) H3PO4 + 3NaOH <=> Na3PO4 + 3H2O
peso equivalente PE = 97,997222/3 = 32,665741
pH
• pH = - log10[H+] ( p = - log10 )
• pKa = - logKa
• pKb = - logKb
• pKa + pKb = pKw = 14,00
Costanti di ionizzazione di alcuni acidi a 25°C
nome reazione Keq pKeq
Ac. Acetico CH3COOH <=> H+ + CH3COO- 1,8 10-5 4,74
Ac. Benzoico C6H5COOH <=> H+ + C6H5COO- 6,0 10-5 4,22
Ac. Cloroso HClO2 <=> H+ + ClO2- 1,1 10-2 1,96
Ac. Cianico HClO2 <=> H+ + ClO2- 1,2 10-4 3,92
Ac. Formico HCOOH <=> H+ + HCOO- 1,8 10-4 3,74
Ac. Azotidrico N3H <=> H+ + N3- 1,9 10-5 4,72
Ac. Cianidrico HCN <=> H+ + CN- 4,0 10-10 3,40
Ac. Fluoridrico HF <=> H+ + F- 6,7 10-4 3,17
Ac. Ipobromoso HBrO <=> H+ + BrO- 2,1 10-9 8,68
Ac. Ipocloroso HClO <=> H+ + ClO- 3,2 10-8 7,49
Ac. Nitroso HNO2 <=> H+ + NO2- 4,5 10-4 3,35
Costanti di ionizzazione di alcuni acidi poliprotici a 25°C
nome reazione Keq pKeq
Ac. arsenico H3AsO4 <=> H+ + H2AsO4- Ka1= 2,5 10-4 pKa1= 3,60
H2AsO4- <=> H+ + HAsO4
-2 Ka2= 5,6 10-8 pKa2= 7,25
HAsO4-2 <=> H+ + H2AsO4
-3 Ka3= 3,0 10-13 pKa3= 12,52
Ac. Carbonico H2CO3 <=> H+ + HCO3- Ka1= 4,2 10-7 pKa1= 6,38
HCO3- <=> H+ + CO3
-2 Ka2= 4,8 10-11 pKa2= 10,32
Ac. solfidrico H2S <=> H+ + HS- Ka1= 1,1 10-7 pKa1= 6,96
HS- <=> H+ + S
-2 Ka2= 1,0 10-14 pKa2= 14,00
Ac. solforico H2SO4 <=> H+ + HSO4- Ka1= forte pKa1=forte
HSO4- <=> H+ + SO4
-2 Ka2= 1,3 10-2 pKa2= 1,89
Ac. solforoso H2SO3 <=> H+ + HSO3- Ka1= 1,3 10-2 pKa1= 1,89
HSO3- <=> H+ + SO3
-2 Ka2= 5,6 10-8 pKa2= 7,25
Titolazioni acido-baseEs. Titolazione di 50 ml di HCl 0,1M con NaOH 0,1M (Va) (Ca) (Cb)
Prima del punto di equivalenza:
[H+]= (Ca Va - Cb Vb)/(Va + Vb)
Dopo il punto di equivalenza:
[OH-]= (Cb Vb - Ca Va)/(Va+Vb)[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,0)/(0,05+0,00)=0,1
[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,01)/(0,05+0,01)=0,067
[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,04)/(0,05+0,04)=0,011
[H+]= (0,1*0,05 - 0,1*0,049)/(0,05+0,049)=0,001[OH-]= (0,1*0,051 - 0,1*0,05)/(0,05+0,051)=0,001
[OH-]= (0,1*0,060 - 0,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009[OH-]= (0,1*0,100 - 0,1*0,05)/(0,05+0,0100)=0,033
pH= 1,00pH= 1,18pH= 1,96pH= 3,00pH=11,00pH=11,96pH=12,52
0,010,020,030,040,049,049,950,050,151,060,070,080,090,0
100,0
1,001,181,371,601,963,004,007,00
10,0011,0011,9612,2212,3612,4612,52
Volume di NaOH 0,1M aggiuntoml pH
Titolazione
0
2
4
6
8
10
12
14
0 50 100
volume di NaOH 0,1M aggiunto
pH
Acido forte
La Burettacome determinare il volume
• Sono sostanze il cui colore cambia in funzione del pH della soluzione in cui si trovano
• Sono degli acidi deboli di natura organica che in seguito alla dissociazione o all’associazione di un protone cambiano la loro struttura elettronica e quindi il colore
Gli Indicatori di pH
HIn +H2O <=> H3O+ + In-
Colore indissociato colore dissociato
InH
InOHK 3
HIn
In
HInKOH HIn3
fenolptaleinaBlu di bromofenolo
metilarancioBlu di metilene
Alcuni Indicatori di pH
indicatore colore acido intervallo diviraggio
colorebasico
blu di timolo rosso 1,2-2,8 giallometilarancio rosso 3,1-4,5 gialloverde di bromocresolo giallo 3,8-5,5 blurosso di metile rosso 4,2-6,3 giallotornasole rosso 5,0-8,0 blublu di bromotimolo giallo 6,0-7,6 blublu di timolo giallo 8,0-9,6 blufenolfteleina incolore 8,3-10,0 rossogiallo alizarina giallo 10,0-12,1 lavanda
Alcuni Indicatori di pH
Titolazione
0
2
4
6
8
10
12
14
0 50 100
volume di NaOH 0,1M aggiunto
pH
Intervallo di viraggiodella fenolftaleina
Intervallo di viraggiodel blu di bromotimolo
Intervallo di viraggiodel metilarancio
In
HInKOH HIn3
HIn
InlogpKpH HIn
1pKpH HIn
10
1
HIn
In10
Intervallo di sensibilitàdell’occhio umano
Intervallo di viraggiodell’indicatore do pH
Gli Indicatori di pH
Le soluzioni Tampone
• Sono soluzioni di composizione tale da mantenere il pH quasi costante per piccole aggiunte di acidi o basi.
• Sono composte da un acido debole e dalla sua base coniugata, oppure da una base debole e dal suo acido coniugato.
• La loro azione si basa sull’equilibrio acido-base.
A H AH
AH
AHKa
A
AHKH a
AH
AlogpKpH a
Ca
CslogpKpH a
Equazione di Henderson-Hasselbalch
Cs = concentrazione base coniugataCa = concentrazione acido debole
Titolazione di un acido deboleEs. Titolazione di 50 ml di CH3COOH 0,1M con NaOH 0,1M (Va) (Ca) (Cb)
Prima del punto di equivalenza:
Dopo il punto di equivalenza:
bb
bbaa
VCVaCa
VClogpK
AH
AlogpKpH
pH iniziale: M1034,10,1 101,8 CKH 3-5aa
pH = 2,87
CH3COOH + Na+ + OH- <===> CH3COO- + Na+ + H2O
14,4
01,01,005,01,0
01,01,0log74,4pH
[OH-]= (0,1*0,060 - 0,1*0,05)/(0,05+0,060)=0,009 pH=11,96
0,010,020,030,040,049,049,950,050,151,060,070,080,090,0
100,0
2,874,144,564,925,346,447,458,72
10,0011,0011,9612,2212,3612,4612,52
Volume di NaOH 0,1M aggiuntoml pH
Titolazione
0
2
4
6
8
10
12
14
0 50 100
volume di NaOH 0,1M aggiunto
pH
Intervallo di viraggiodella fenolftaleina
Intervallo di viraggiodel blu di bromotimolo
Intervallo di viraggiodel metilarancio
Acido debole