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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.

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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)