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ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890)
Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H+
HA → H+ + A-
HCl H+ + Cl- acido cloridricoH2SO4 2 H+ + SO4
2- acido solforico
Base sostanza che contiene gruppi OH- e che in acqua libera ioni OH-
MOH → M+ + OH-
Na OH Na+ + OH- idrossido di sodio Ca (OH)2 Ca2+ + 2 OH- idrossido di calcio
caratteristiche degli acidi: sapore ‘acido’ (agro, aspro), corrosivi caratteristiche delle basi: sapore ‘metallico’, corrosive, lisciviose, saponose al tatto
Lezione 21 Acidi e basi, pH
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normalmente Acido + acido non reagiscono Base + base non reagiscono Acido + base → sale reagiscono (neutralizzazione) HA + MOH → MA + H2O
H+ + A- + M+ + OH- → M+ + A- + H2O acido base sale
H+ + OH- → H2O
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L’acqua nelle reazioni acido-base. Il pH
H2O H+ + OH-
+ H+
2 H2O H3O+ + OH-
“dissociazione dell’acqua”, reazione di autodissociazione o autoprotolisi
O
HH
+OH H
H
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H2O H+ + OH-
2 H2O H3O+ + OH-
Kc = [OH-][ H3O+] /[H2O]2 = 3,25.10-18 a 25°C
[H2O] è ca. costante [H2O] = moli/V = [1000g/(18.015 g/mole)]/1L = 55.51 moli/l
Kw = Kc [H2O]2 = [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14 M2 a 25°C
Kw = [H3O+] [OH-] = costante di autoprotolisi o prodotto ionico dell’acqua
pKw = - log Kw = - log (1,0 x 10-14 ) = 14,00
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Acqua pura : [H3O+]=[OH-]
Kw = 1.10-14= [H3O+][OH-]=[H3O+]2
[H3O+] = = 1,00.10-7 M
il pH è uguale al logaritmo decimale, cambiato di segno, del valore numerico della molarità degli ioni H3O+
pH = -log [H3O+] ; [H3O+] = 10-pH
in acqua pura (25°C) -log[H3O+] = pH = 7 soluzione neutra
[H3O+] > 10-7; pH < 7 soluzione acida
[OH-] > 10-7 [H3O+] = 10-14/[OH-] <10-7 pH > 7 soluzione basica
214- M1000,1
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[H3O+]>[OH-] [H3O+]=[OH-] [H3O+]<[OH-]
pH <7,00 7,00 >7,00
Soluz. acida neutra basica
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Esercizio 1
Calcolare il pH delle seguenti soluzioni e dire se sono acide, basiche o neutre.
a) [H3O+] = 3,85.10-10 M
b) 2,18.10-2 moli di OH- in 150 cm3 di soluzione
c) 4,87.10-3 moli di H3O+ in 100 mL di soluzione
d) 2,50.10-9 moli di OH- in 25,0 cm3 di soluzione
risposta
a) pH = - log 3,85.10-10 = 9,41 basica
b) [OH-] = 2,18.10-2 /0,15 = 1,45.10-1
p[OH-] = - log 1,45.10-1 = 0,838
pH =14 - p[OH-] = 14 – 0,838 = 13,16 oppure
[H3O+] = 1.10-14 / [OH-] = 1.10-14/ 1,45.10-1 = 6,89.10-14
pH =-log 6,89.10-14 = 13,16 basica etc.
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Esercizio 2
Calcolare la concentrazione di ioni H3O+ e di ioni OH- di una soluzioni acquosa avente pH = 2,87
Risposta
[H3O+] = 10-2,87 = 1,35.10-3 mol/L
[H3O+] [OH-] = 1.10-14
[OH-] = 1.10-14 / 1,35.10-3 = 7,40.10-12
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Limiti della teoria di Arrhenius
Come spiegare il comportamento basico diNH3, Na2CO3, K2CO3 ?
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ACIDI E BASI: Teoria di Brønsted ( 1923)
Acido: sostanza donatrice di protoni (H+)
Base: sostanza accettrice di protoni (H+)
Spiega il comportamento basico di CO32- e di NH3
CO32- + H2O HCO3
- + OH-
base acido
NH3 + H2O NH4+ + OH-
base acido
H2O acido
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D’altra parte mettendo un acido (HA) in H2O
HA + H2O H3O+ + A-
acido base
H2O base
H2O è anfotera (capace sia di cedere che accettare protoni)
H2O + H2O H3O+ + OH-
base acido acido base
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sostanze anfotere devono possedere
coppie di elettroni liberi per un legame dativo con H+
(funzionamento da base)
protoni facilmente cedibili (funzionamento da acidi)
Sostanze con queste caratteristiche
- H2O
- anioni contenenti H facilmente cedibili (es. HCO3-)
HCO3- + H2O CO3
-2 + H3O+
acido
HCO3- + H2O H2CO3 + OH -
base
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Dissociazione degli acidi e delle basi
Dissociazione degli acidi
HA + H2O H3O+ + A-
acido base acido base coniugata di HA
Kc = [H3O+ ] [A-] / [ HA] [H2O]
Kc. [H2O] = Ka = [H3O+ ] [A-] / [ HA]
ka costante di dissociazione o ionizzazione dell’acido
Ka >> 1 acidi forti
Ka 1.10-1 – 1.10-4 moderatamente deboli
Ka << 1.10-7 molto deboli
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Dissociazione delle basi (B)
B + H2O BH+ + OH-
base acido acido coniugato base della base B
Kc = [BH+ ] [OH-] / [ B] [H2O]
Kc. [H2O] = Kb = [BH+ ] [OH-] / [ B]
kb costante di dissociazione o ionizzazione della base
Kb >> 1 base forte
Kb 1.10-1 – 1.10-4 base moderatamente debole
Kb << 1.10-7 base molto debole
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Tabella Ka di acidi deboli in H2O a 25°C
pKa = -log Ka Ka = 10-pKa
Tabella Kb di basi deboli in H2O a 25°C
pKb = -log Kb Kb = 10-pKb
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Relazione fra la forza di un acido e quella della sua base coniugata
HA + H2O H3O+ + A-
acido base coniugata dell’acido HA
Ka = [H3O+ ] [A-] / [ HA]
A- + H2O HA + OH-
base coniugata di HA acido
Kb = [HA ] [OH-] / [A-]
Ka. Kb = ( [H3O+ ] [A-] / [ HA] ) ([HA ] [OH-] / [A-]) =
= [H3O+ ] [OH-] = Kw = 1.10-14
Ka. Kb= Kw pKa + pKb = 14
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Dissociazione degli acidi e delle basi. Grado di dissociazione e pH
Acidi forti sono completamente dissociati
[H3O+] = [HA]° per [HA]° > 1.10-6 M
pH = -log [H3O+] = -log [HA]°
per acidi biprotici completamente dissociati
[H3O+] = 2 [HA]°
pH = -log [H3O+] = -log 2 [HA]°
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Basi forti sono completamente dissociate
[ OH -] = [B]° per [B]° > 1.10-6 M
essendo Kw = [H3O+] [ OH -] = 1.10-14
[H3O+] = 1.10-14/ [ OH -] = 1.10-14/ [B]°
log [H3O+] = log 1.10-14 – log [B]°
pH = -log [H3O+] = - log 1.10-14 + log [B]° =
= 14 + log [B]°
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Acidi deboli e basi deboli sono parzialmente dissociati ed il loro grado di dissociazione aumenta con la diluizione - Calcoli del pHAcido debole
HA + H2O H3O+ + A-
HA H3O+ A-
Inizio C°HA 1.10-7 -
Equilibrio C°HA –x 1.10-7+ x x
Ka = x2/(C°HA -x ) nota Ka, risolvo eq. II° grado in x
x = [H3O+ ]
pH = -log [H3O+ ] = -log xcontinua
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Si può trascurare x rispetto a C°HA : la risoluzione risulta più semplice ( semplificazione consentita per concentrazioni non troppo basse di HA in quanto la dissociazione aumenta all’aumentare della diluizione)
Ka = x2/(C°HA -x )
Ka = x2/C°HA
x2 = Ka C°HA
x = Ka C°HA
oppure
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HA + H2O H3O+ + A-
HA H3O+ A-
Inizio C°HA - -
equilibrio C°HA(1-) C°
HA C°HA
essendo= x / C°HA
Ka = C°HA 2/ (1-) nota Ka, risolvo eq di II°grado in
essendo [H3O+ ] = C°HA
pH = -log [H3O+ ] = -log(C°HA )
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Esercizio1 (es 10 del 24/2/03)
Calcolare il pH a 25°C di una soluzione acquosa di acido nitroso HNO2 0,025 M, sapendo che la Ka dell’acido è 7,1.10-4 a 25°C.
-------
HNO2+ H2O H3O+ + NO2-
Ka = [H3O+ ] [NO2- ] / [HNO2]
HNO2 H3O+ NO2-
Inizio 2,5.10-2 - -
Equil. 2,5.10-2 –x x x
Ka = 7,1.10-4 = x2 / 2,5.10-2 –x
continua
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7,1.10-4 . 2,5.10-2 = x2
x= 4,21. 10-3
pH = 2,36 = 2,4
risolvendo eq di II° grado
7,1.10-4 (2,5.10-2 –x) = x2
x =3,86.10-3
pH = log 3,86. 10-3 = 2,41 = 2,4
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Esercizio 2Calcolare la concentrazione di una soluzione di acido nitroso sapendo che il suo pH è 2,41 e che la Ka dell’acido è 7,1.10-4 a 25°C.--------
HNO2+ H2O H3O+ + NO2-
Ka = [H3O+ ] [NO2- ] / [HNO2] = 7,1.10-4
pH = 2,41
[H3O+] = 10-pH = 10-2,41= 3,9. 10-3
HNO2 H3O+ NO2-
equil. x- 3,9. 10-3 3,9. 10-3 3,9. 10-3
Ka = 7,1.10-4 = ( 3,9. 10-3) 2 / (x- 3,9. 10-3)
x= 2,5.10-2 M
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Base debole e calcolo del pH
B+ H2O HB++ OH-
Kb = [HB+] [OH-] / [ B]
B HB+ OH-
Inizio CB° - -
Equilibrio CB°-x x x
Kb =[OH- ]2 / [B] = x2 / (CB°-x)
Nota Kb e CB° si risolve l’equazione in x
Essendo x = [OH-] si calcola il pOH
e quindi il pH
pH = 14 - pOH
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Esercizio
Calcolare quanti mL di ammoniaca al 18% p/p (d= 0,9294 g/mL) occorrono per preparare 1 L di una soluzione di ammoniaca con un pH = 11,17. Kb di NH3 è a 25°C 1,78.10-5.
Soluzione
-Prima calcoliamo la concentrazione della soluzione di NH3 che ha un pH di 11,17
-Quindi calcoliamo come preparare una soluzione di questa concentrazione partendo da una soluzione piu’ concentrata
pH = 11,17 [ H3O+] = 10-11,17 = 6,76.10-12
[OH-] = Kw/ [ H3O+] = 1.10-14/6,76.10-12=
= 1,48.10-3
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NH3 + H2O NH4+ + OH-
NH3 NH4+ OH-
Eq x – 1,48.10-3 1,48.10-3 1,48.10-3
Kb =1,78.10-5 = [NH4+ ][OH- ]/[NH3]=(1,48.10-3)2/ (x – 1,48.10-3)
x= 0,124 M = C°NH3
Soluzione concentrata di NH3 al 18%p/p (d= 0,9294 g/mL) calcolo la molarità
d=m/V= 0,9294 massa di 1Lsoluzione è 0,9294 kg
il 18% in peso è di NH3
nNH3 = 0,18. 0,9294.103 g/PMNH3= 0,18.0,9294.103 g/ 17g mol-1 =
= 9,82 mol in 1 L soluzione
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Soluzione concentrata NH3 è 9,82 M
Soluzione con pH 11, 17 è 0,124 M
bisogna prepararne 1 L quindi servono 0,124 mol
calcoliamo quanti mL della soluzione concentrata (9,82 M) devono essere prelevati e portati al volume di 1 L con H2O
9,82: 1000 mL = 0,124 : x
x = 12,67 mL
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Per il calcolo del pH di acidi e basi poliprotiche non forti, in soluzioni non troppo diluite, si può considerare solo la prima dissociazione.
Esercizio
Calcolare il pH di una soluzione di acido fosforico (H3PO4) 0,200 M , sapendo che Ka1 = 6,92.10-3, Ka2=6,23.10-8 e Ka3= 4,8.10-13.
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+
H3PO4 H2PO4- H3O+
Inizio 0,200 - -
equil 0,200-x x x
Ka1 = 6,92.10-3 = x2 / 0,200-x
Risolvo in x e calcolo il pH (pH = 1,47)