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Equilibri in soluzione
• Teorie acido-base
• Auto-ionizzazione dell’acqua
• Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H)
• Concentrazione H+ e pH
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Equilibri di scambi di protoni
X-H ⇄ X- + H+
X-OH ⇄ X+ + OH-
X-O-H ⇄ X-O- + H+
X-O-H ⇄ X+ + OH-
Caso speciale:
H-O-H ⇄ H+ + OH-
Equilibrio
aA + bB ⇄ cC + dD
ba
dc
BA
DCK
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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
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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
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ARRHENIUSAcido: sostanza che in soluzione acquosa
rilascia H+
HNO3 H+ + NO3-
Base: sostanza che in soluzione acquosarilascia OH-
KOH K+ + OH-
BRONSTED-LOWRYAcido: sostanza che in soluzione acquosa
rilascia H+
HNO3 H+ + NO3-
Base: sostanza che in soluzione acquosaaccetta H+
OH- + H+ H2O
NH3 + H+ NH4+
Definizioni di acido e base
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LEWISAcido: sostanza (elettrofila) che tende ad accettare doppietti elettronici
Base: sostanza(nucleofila) tende a cedere doppietti elettronici
A + B: B:A Acido Base Addotto (o complesso)
OH- + H+ H2ONH3 + H+ NH4
+
BF3 + :NH3 BF3:NH3
La definizione più estensiva di acido e base è data da Lewis
Definizioni di acido e base
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Vengono definiti acidi secondo ArrheniusVengono definiti acidi secondo Arrheniusquei composti che sono in grado di quei composti che sono in grado di dissociarsi liberando ioni Hdissociarsi liberando ioni H++
Vengono definiti basi secondo ArrheniusVengono definiti basi secondo Arrheniusquei composti che sono in grado di quei composti che sono in grado di dissociarsi liberando ioni OHdissociarsi liberando ioni OH--
H-Cl HH-Cl H++ + Cl + Cl--
NaOH NaNaOH Na++ + OH + OH--
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NH3 NH4+ + OH-
acidi e basi secondo Arrheniusacidi e basi secondo Arrheniusacidi e basi secondo Arrheniusacidi e basi secondo Arrhenius
B-OH BB-OH B++ + + OHOH--B-OH BB-OH B++ + + OHOH--
A-H A-H HH++ + A + A--A-H A-H HH++ + A + A--
Perché l’ammoniaca Perché l’ammoniaca si comporta da base si comporta da base
H2O
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NH H
H
H
O H
NH H
H
H+
O H-
L’acqua, cede un protone all’ammoniaca, comportandosi da acido.L’ammoniaca, acquista un protone dall’acqua, comportandosi da base
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Broensted- Lowry: acidi e basi coniugate
AH + B ⇄ A- + HB
AH cede un protone e diventa A- ACIDOB 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)
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NH3 + H2O NH4+ + OH-
L’acqua cede un protone all’ammoniaca, trasformandosi nella base coniugata OH-.
L’ammoniaca acquista un protone dall’acqua, trasformandosi nell’acido coniugato ione ammonio.
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NH3 + H2O NH4+ + OH-
Nella reazione inversa, OH- riceve un protone dalloione ammonio.In questa reazione lo ione ammonio si comportaquindi da acido e lo ione OH- si comporta da base.
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C=O
O-H
CH3
H2OC=O
O-
CH3
H3O++ +
acido base coniugata
acido base coniugato
Anche la dissociazione dell’acido acetico consiste nella cessione di un protone alla base da parte di un acido.In questa reazione l’acqua si comporta da base.
Anche la dissociazione dell’acido acetico consiste nella cessione di un protone alla base da parte di un acido.In questa reazione l’acqua si comporta da base.
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Broensted-LowryAcido = AH, Base = B
AH + B ⇄ A- + HBSe la base B è acqua
AH + H2O ⇄ A- + H3O+
HCl + H2O ⇄ Cl- + H3O+
Se l’acido AH è acqua
H2O + B ⇄ OH- + BH+
H2O + NH3 ⇄ OH- + NH4+
Ne consegue che le reazioni di neutralizzazione sono tutte ricondotte alla reazione
A- + BH+ + H3O+ + OH- 2 H2O + A- + BH+
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Soluzioni non acquose• La definizione di Broensted si applica
anche a soluzioni non acquose.
NH4+ ⇄ NH3 + H+
NH3 ⇄NH2- + H+
• Ed anche in fase gassosa
HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s)
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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
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NNHH HH
HH
BBFF
FFFF
NNHH HH
HH++
BB
FF FFFF
--
Quando l’ammoniaca reagisce con BF3 utilizza il lone pair dell’azoto per attaccare l’atomo di boro. Anche in questa reazione l’ammoniaca conduce un attacco nucleofilo.Nella definizione di Lewis, nucleofilo è sinonimo di base.Nella definizione di Lewis, nucleofilo è sinonimo di base.
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NNHH HH
HH
BBFF
FFFF
NH H
H
H
O H
BASEBASEBASEBASE
Si definiscono basi i nucleofili. L’ammoniaca è una base sianella reazione in cui usa il lone pair dell’azoto per legare un protone che nella reazione in cui usa lo stesso lone pair per legare l’atomo di boro del BF3.
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NNHH HH
HH
BBFF
FFFF
NNHH HH
HH
H
O H
ACIDIACIDIACIDIACIDI
Si definiscono acidi gli elettrofiliSi definiscono acidi gli elettrofili. L’acqua è un acido in. L’acqua è un acido inquanto riceve l’attacco del nucleofilo ammoniaca.quanto riceve l’attacco del nucleofilo ammoniaca.Per lo stesso motivo è un acido il BFPer lo stesso motivo è un acido il BF33..
Si definiscono acidi gli elettrofiliSi definiscono acidi gli elettrofili. L’acqua è un acido in. L’acqua è un acido inquanto riceve l’attacco del nucleofilo ammoniaca.quanto riceve l’attacco del nucleofilo ammoniaca.Per lo stesso motivo è un acido il BFPer lo stesso motivo è un acido il BF33..
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Equilibri di Broensted
AH(aq) + H2O ⇄ A-(aq) + H3O+
H2O + B(aq) ⇄ OH-(aq) + BH
Acido1 + base2 base1 + acido2⇄
• Le soluzioni di acidi e basi coniugati vanno velocemente all’equilibrio
• Acidi e basi scambiano protoni con l’acqua e ne modificano le caratteristiche
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Equilibri delle soluzioni di acidi e basi
• L’equilibrio per un acido
• Per una base
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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 basiI cationi possono essere acidi
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Prodotto ionico dell’acqua
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
Auto-ionizzazione dell’H2OL’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)
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2 H2O H3O+ + OH-
Kc = [H3O+] · [OH-]
[H2O]2
Kw = [HKw = [H33OO++] · [OH] · [OH--] = 1·10] = 1·10-14-14
[H[H33OO++] = [OH] = [OH--] = 1·10] = 1·10-7-7
a 25°Ca 25°Ca 25°Ca 25°C
[H3O+]2 = 1.0 x 10-14
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Kw = [H+][OH-] = 10 -14
[H+] = [OH-] = 10 -7
quando in una soluzione acquosa [H+] = [OH-] la soluzione è detta neutra
H2O H+ + OH-
H+EXTRA
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-]
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[H+] mol/L [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
Relazione in soluzione acquosa tra
le concentrazioni molari di H+ e OH-
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Prodotto ionico dell’acqua: Kw
Kw misurata a 25°C è
-log [H+] + (-log[OH-]) = -log Kw
pH + pOH = pKw = 14
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Costanti di dissociazione acida e basica: Ka e Kb
Considerando che la concentrazione dell’acqua non varia, si possono definire nuove costanti,
![Page 30: Equilibri in soluzione Teorie acido-base Auto-ionizzazione dellacqua Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H) Concentrazione H + e pH](https://reader037.vdocuments.pub/reader037/viewer/2022100309/5542eb49497959361e8b468a/html5/thumbnails/30.jpg)
HNO2 + H2O H3O+ + NO2-
Kc = [H3O+] · [NO2
-]
[HNO2] · [H2O]
KKaa (= Kc ·[H2O]) = [H[H33OO++] · [NO] · [NO22
--]]
[HNO[HNO22]]
= 4.5 · 10= 4.5 · 10-4-4KKaa = [H[H33OO++] · [NO] · [NO22
--]]
[HNO[HNO22]]
pKa = 3.35
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NH3 + H2O NH4+ + OH-
Kc = [NH4
+] · [OH-]
[NH3] · [H2O]
KKbb (= Kc ·[H2O]) = [NH[NH44
++] · [OH] · [OH--]]
[NH[NH33]]
Kb = 1,8 x 10-5 pKa = 4,75
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Relazioni tra pKa, pKb e pKwL’ammoniaca come base:
Lo ione ammonio come acido
Moltiplicando le due:
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AHAH + HH22O O AA-- + HH33OO++
acido 1 acidoconiugato 2
baseconiugata 1
base 2
Considerando la coppia coniugata acido/base AH / A- si dimostra che:
pKa(AH) + pKb(A-) = pKW =14
• dato il pKa di un acido risulta automaticamente
definito il pKb della sua base coniugata
• quanto più basso è il pKa (acido forte) tanto più
elevato è il pKb coniugato (base debole) e viceversa
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Forza di acidi e basi
ddH2O CH3COOH HCl
CH3COOHHCl
Mg
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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, esso è tutta dissociata: Base forte (Es. NaOH)
• Le forme coniugate sono deboli!!!
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ACIDI FORTI
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BASI FORTI
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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
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ACIDI DEBOLI
Acidi deboli
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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
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BASI DEBOLI
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AHAH + HH22O O AA-- + HH33OO++
In soluzione acquosa la forza della coppia acido/base
viene misurata in rapporto alla forza della coppia
H3O+/H2O
Forza di acidi e basi in Acqua
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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
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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
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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
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Forza e struttura
• Il trasferimento di un protone si compie:
• Ed è facilitato dalla formazione di un legame idrogeno, e quindi da un legame A-H polare.
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Relazione tra struttura e forza di un acido
Gli idracidiRelazione tra struttura e forza di un acido
Gli idracidi
A --- H
Il legame è covalente polarizzato; ma la differenza di elettronegatività non è l’unico responsabile della forza di un acido
A: VI gruppo
En pKa
H2O 3.4 14
H2S 2.6 7
H2Se
2.6 3.7
H2Te
2.1 2.6
A: VII gruppo
En pKa
HF 4.0 3.2
HCl 3.2 - 7
HBr 3.0 - 9
HI 2.7 - 10
A
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L’elettronegatività dell’atomo legato all’idrogeno può spiegare l’incremento dell’acidità lungo un periodo, ma non spiega l’incremento lungo un gruppo.
OK
?
Struttura e Forza:Struttura e Forza:
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Il fattore predominante è in
realtà l’energia di
dissociazione del legame A
--- H che tende a diminuire
scendendo lungo un gruppo
in relazione alle dimensioni
di A.
Anione Raggio (volume) ionico >> raggio (volume) atomico
La densità di carica tanto minore quanto maggiore è il volume orbitalico a disposizione.
Se la densità di carica è una misura della stabilità dell’anione sarà favorita la formazione di anioni più voluminosi.
Struttura e Forza: Gli idracidi Struttura e Forza: Gli idracidi
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Acidi ossigenati
2 categorie:a) Atomo centrale Y e n° variabile di atomi di
ossigeno legatib) Stesso n° di atomi di ossigeno legati ad atomo
centrale Y diverso.
a) Atomo centrale Y e n variabile di O.Quanto maggiore è il numero di atomi di ossigeno legati all’atomo centrale, tanto più forte è l’acido
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Regola empirica di Pauling:Dato un ossiacido di formula generica
A Om (OH)n la sua forza cresce al crescere della differenza (m-n)
m-n pKA
0 8 molto debole1 2 debole2 < 0 forte3 -10 fortissimo
Cl ---- O
H
Cl ---- O
H
O
Cl ---- O
H O
O
O
Cl ---- O
H
O
O
pKa = 7.5 1.8 - 1 - 10
Se all’ atomo centrale sono legati uno o più atomi elettronegativi la forza dell’ossiacido aumenta perché aumentano gli effetti induttivi
Acido ipocloros
o
Acido cloroso
Acido clorico
Acido percloric
o
EFFETTI INDUTTIVI
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Acido carbossilico Acido solforico
EFFETTI INDUTTIVI
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Acido acetico e EtanoloIoni acetato ed etossido
Acetato Ione Etossido
CH3COO- CH3CH2O-
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b) Acidi con numero costante di atomi di ossigeno
• La forza dell’acido aumenta con la elettronegatività dell’atomo centrale
• Aumenta la polarità del legame O-H
Acidi ossigenati