caratteristiche acidi basi
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lezione su acidi e basiTRANSCRIPT
Acidi e basi
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Indice
1. Acidi e basi
2. La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi
3. La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi
4. La teoria di Lewis degli acidi e delle basi
5. La ionizzazione dell’acqua
6. Il pH
7. Gli indicatori
8. Determinazione sperimentale del pH
9. La forza degli acidi e delle basi
10.Acidi monoprotici e acidi poliprotici
11.Composti anfoteri
Mappa concettuale: Gli acidi e le basi
UsoSostanza
Condimento dei cibi,
conservante,
disincrostante di calcare
nelle pentole, nelle
vasche ecc.
Condimento dei cibi,
disincrostante di calcare
Rimuove la ruggine dai
materiali ferrosi
Mite antisettico
Elimina le incrostazioni
più resistenti di calcare
Rimuove la ruggine dai
tessuti
ACIDI
Acido acetico (aceto)
CH3COOH
Acido citrico (succo di
limone e di agrumi)
H3C6H5O7
Acido fosforico
H3PO4
Acido borico
H3BO3
Acido cloridrico (acido
muriatico)
HCl
Acido ossalico
H2C2O4
Alcuni dei piÙ comuni acidi e loro applicazioni nella vita
quotidiana.
UsoSostanza
Pulisce i forni,
decompone tutte le
sostanze (capelli,
grasso, sapone) che
ostruiscono gli impianti
idraulici
Pulizia della casa
(sgrassante)
Addolcisce l’acqua,
rimuove il grasso
Mite antiacido, facilita la
lievitazione delle torte,
elimina impurità e
antiparassitari da frutta
e verdura
BASI
Idrossido di sodio
NaOH
Ammoniaca
NH3
Carbonato di sodio
Na2CO3
Bicarbonato di sodio
NaHCO3
Alcune delle piÙ comuni basi e loro applicazioni nella
vita quotidiana.
Gli acidi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua,
danno uno o più ioni H+ (ioni idrogeno).
La teoria di Arrhenius
degli acidi e delle basi
Le basi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno
uno o più ioni OH (ioni idrossido).
HCl(g) H+
(aq) + Cl−(aq)
H2O(ℓ)
NaOH(s) Na+(aq) + OH−
(aq)
H2O(ℓ)
La teoria di Brönsted e Lowry
Acido una molecola o uno ione capace di donare ioni H+ (a una base).
Base una molecola o uno ione capace di accettare ioni H+ (da un acido).
L’acqua per il fatto che
acquista uno ione H+ si
comporta da base.
L’acqua in questo caso
si comporta da acido per
il fatto che cede uno
ione H+.
La ionizzazione dell’acqua
L’equazione di ionizzazione dell’acqua rappresenta una reazione acido-base: una
molecola di acqua cede un protone ad un’altra molecola di acqua per formare uno
ione H3O+ (ione idronio) ed uno ione OH− (ione idrossido).
La costante di questo equilibrio prende il nome di prodotto ionico dell’acqua.
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) H3O+
(aq) + HO−(aq)
La costante è rappresentata con il simbolo Kw ed è scritta nella forma:
Pertanto Kw = 1,0 1014 a 25 °C
Kw = H+ OH−
H+ = 1,0 107 mol/L e OH− = 1,0 107 mol/L
L’equazione del prodotto ionico si applica a tutte le soluzioni acquose non solo all’acqua pura.
La ionizzazione dell’acqua
Per le soluzioni si possono presentare le seguenti situazioni:
neutra H+ = OH- = 1,0 107 M
acida H+ OH- 1,0 107 M
basica H+ OH- 1,0 107 M
La concentrazione degli ioni H+ di una soluzione può essere espressa con una
grandezza detta pH.
pH = − log H+
Il pH di una soluzione, per definizione, è il logaritmo negativo in base 10 della
concentrazione degli ioni idrogeno espressa in mol/L (Molarità).
neutra se pH = 7 acida se pH 7 basica se pH 7
In base al pH, una soluzione acquosa, a 25 °C, è definita:
In analogia con il pH si può definire la grandezza pOH.
pOH = − log OH−pH + pOH = 14
neutra se pOH = 7 acida se pOH > 7 basica se pOH < 7
Il pH
Scala di pH. Relazione tra il pH e la concentrazione degli ioni idrogeno [H+] e degli ioni [OH-] in acqua a 25°C.
Sostanze che assumono colori differenti se vengono a contatto con una soluzione
acida o basica.
Gli indicatori
Gli indicatori
Determinazione
sperimentale del pH
Carta indicatrice con scala di pH fino a 14.
La carta indicatrice di pH è una carta impregnata di
una miscela di coloranti opportunamente scelti.
Misura del pH del succo di arancia.Misura del pH di una soluzione basica
con pH-metro a stilo opportunamente
calibrato.
La misura accurata del pH di una soluzione è fatta con il piaccametro (o pH-
metro).
La forza degli acidi e
della basi
Mediante misure di conducibilità elettrica è possibile distinguere un acido forte da
uno debole.
La conducibilità elettrica è legata alla concentrazione degli ioni in soluzione.
Conducibilità di HCl(aq).
L’acido cloridrico, HCl, dà una luce molto intensa perché è
completamente ionizzato in soluzione è un acido forte :
HCl + H2O H3O+ + Cl−
L ’ acido acetico, CH3COOH, dà una luce di debole
intensità perché quest ’ acido è solo parzialmente
ionizzato è un acido debole. :
Conducibilità di CH3COOH(aq).
CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+
La forza degli acidi e
della basi
Comportamento analogo si verifica con le basi.
L’idrossido di sodio, NaOH, in soluzione acquosa è completamente dissociato:
NaOH + H2O Na+ + OH−
L’idrossido di sodio è una base forte.
L’ammoniaca, NH3, in soluzione acquosa si ionizza solo parzialmente:
L’ammoniaca è una base debole.
NH3 + H2O NH4+ + OH−
La forza degli acidi e
della basi
La forza di un acido (o di una base debole) può essere espressa dal valore della
costante di ionizzazione.
Per un acido debole, come l’acido acetico, si ha:
CH3COO H3O+
Ka =
CH3COOH
Reazioni di trasferimento del protoneAcido debole
HONO + H2O ONO− + H3O+
HCOOH + H2O HCOO- + H3O+
C6H5COOH + H2O C6H5COO- + H3O+
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
H2S + H2O HS- + H3O+
HCN + H2O CN- + H3O+
Acido nitroso
Acido formico
Acido benzoico
Acido acetico
Acido solfidrico
Acido cianidrico
Ka
4,5 x 10-4
1,8 x 10-4
6,5 x 10-5
1,8 x 10-5
1,0 x 10-7
4,9 x 10-10
Costante di acidità di alcuni acidi deboli
L’acido più debole è quello che ha il valore più basso di Ka.
La forza degli acidi e
della basi
Per una base debole, come l’ammoniaca, la
costante di ionizzazione è data da:
La base più debole è quella che ha il valore di Kb più basso.
NH4+ OH
Kb =
NH3
Reazioni di trasferimento del protoneBase debole
CO2−3 + H2O HCO−
3 + OH−
NH3 + H2O NH+4 + OH−
CH3COO− + H2O CH3COOH + OH−
C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH−
Ione carbonato
Ammoniaca
Ione acetato
Anilina
Ka
2,1 x 10-4
1,8 x 10-5
5,7 x 10-10
4,2 x 10-10
Costante di basicità di alcune basi deboli
Calcolo del pH di acidi e basi forti
Per un acido forte valgono le seguenti formule:
Per una base forte monoprotica valgono le seguenti formule:
Gli acidi e le basi deboli in soluzione si ionizzano solo parzialmente tendendo a rimanere
per buona parte indissociati va quindi considerato l'equilibrio di dissociazione
1. Calcolare il pH di una soluzione di acido cloridrico HCl, la cui concentrazione Ca = 10-3M.
Svolgimento
L'acido cloridrico è un acido forte e quindi completamente dissociato:
HCl → H+ + Cl- pertanto: [H+] = Ca = 10-3 M
da cui: pH = -log [H+] = -log 10-3 = 3
2.Calcolare il pH di una soluzione di idrossido di sodio NaOH, la cui concentrazione Cb = 0,01 M.
Svolgimento
L'idrossido di sodio è una base forte e quindi completamente dissociata:
NaOH → Na+ + OH- pertanto: [OH-] = Cb = 0,01M
da cui:
pOH = -log [OH-] = -log 0,01 = 2
Ricordando che pH + pOH = 14, si ha: pH = 14 - pOH = 14 - 2 = 12
CALCOLO DI pH IN ACIDI E BASI FORTI
1. Calcolare il pH di una soluzione 0,1M di ammoniaca sapendo che la sua costante di dissociazione è Kb = 1,8 · 10-5
Svolgimento
Scriviamo l'equazione di ionizzazione dell'ammoniaca:
NH3 + H2O <==> NH4+ + OH-
Applicando la formula e sostituendo gli opportuni valori si ha:
[OH-] = √ (1,8 · 10-5 · 0,1)= 1,34 · 10-3 mol/l
da cui:
pOH = - log (1,34 · 10-3) = 2,87 pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13
2.Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acido acetico.
Svolgimento
Scriviamo l'equazione di ionizzazione dell‘acido acetico
CH3COOH + H2O = H3O+ + CH3COO-
Applicando la formula e sostituendo gli opportuni valori si ha:
[H+] = √ (1,8 · 10-5 · 0,1)= 1,34 · 10-3 mol/l
da cui:
pH = - log (1,34 · 10-3) = 2,87
CALCOLO DI pH IN ACIDI E BASI deboli
Mappa concettuale: Gli acidi e le basi
ACIDI E BASI
TEORIE ACIDI E BASI FORZA DEGLI ACIDI E
DELLE BASI
ARRHENIUS
- acidi cedono
ioni H+
-basi cedono
ioni OH−
Ka COSTANTE DI
ACIDITÀ
misura la forza degli acidi
deboli
pH=-log√Ka*[HA]
Kb COSTANTE DI
BASICITÀ
misura la forza delle basi
deboli
pOH=-log√Kb*[Base]
CONCENTRAZIONE DEGLI IONI IDROGENO
pH = − log[H+]
ACIDI E BASI FORTI
sono completamente
dissociati in ioni
pH=-log[HA]
ACIDI E BASI DEBOLI
sono parzialmente
dissociati in ioni
pOH = -log[OH]
INDICATORE
sostanza che cambia di colore in
presenza di una soluzione acida
o basica
BRÖNSTED E
LOWRY
- acidi donatori di
protoni
-basi accettori di
protoni
PIACCAMETRO
strumento che misura in
modo accurato il pH di
una soluzione