Equilibrio in fase liquida
ACIDI E BASI
Definizione di ArrheniusLe sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide
Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche
HCl H+ + Cl-H2O
NaOH Na+ + OH-H2O
Neutralizzazione di un acido con una base
H+ +OH- H2OMa questa teoria limita l’esistenza di acidi e basi alla presenza di acqua e limita il numero delle sostanze che si comportano da acidi o da basi a quelle che possiedono atomi di idrogeno o gruppi OH.
Definizione di Brönsted-Lowry Un ACIDO è una qualunque sostanza che è
capace di donare uno ione idrogeno (protone) ad un altra sostanza in una reazione chimica. Una BASE è una sostanza che accetta lo ione idrogeno (protone) dall'acido.
HNO3 + H2O NO3- + H3O+
HCl + H2O Cl- + H3O+
Tale definizione non è legata al tipo di solvente e neppure alla presenza stessa di un solvente, devono però sempre esistere protoni da scambiare
NH3 + H2O OH- + NH4+
Definizione di Brönsted-Lowry
La definizione di acido o base non è vincolata alla presenza del
solvente
HCl(gas) + NH3(gas) NH4Cl(solido) in assenza di
solvente
Definizione di Brönsted-Lowry
Acidi e basi esistono sempre in coppia.
In soluzione acquosa H2O si puo’ comportare come acido oppure come base
HCl + H2O Cl- + H3O+
NH3 + H2O OH- + NH4+
Accetta un H+
Dona un H+
Rottura del legame covalente fra H e un non metallo con formazione di uno ione H+ che si lega alla base attraverso una coppia di non legame della base stessa.
Meccanismo molecolare di una reazione acido-base
Concetti importantiUna reazione acido-base in
soluzione è sempre un equilibrio chimico
Un acido agisce come tale solo se è in presenza di una base e viceversa
Dalla reazione fra un acido e una base si formano due specie che
hanno proprietà l’una di una base e l’altra di un acido, quindiper ogni acido è possibile definire
una base coniugata e viceversa
Acido 1 + Base 2
Equilibrio acido-base
Base 1 + Acido 2
HCl + H2O Cl- + H3O+
Ogni reazione acido-base deve essere scritta come un equilibrio
Base coniugatadi HCl
Acido coniugatodi H2O
Quindi le coppie HCl/Cl- e H2O/H3O+ sono dette coppie coniugate acido-base
Alcune sostanze pure danno reazioni di trasferimento del protone da una
molecola all’altra: Autoprotolisi di H2O
H2O H+ + OH-
Keq = [ H+ ] [OH- ]
[ H2O ]
Kw = [ H3O+ ] [OH- ]= 1,0 x 10-14
= 1,0 x 10-14 a 25°C
[ H2O ]= 1 M
Altri es. 2CH3COOH CH3COO- + CH3COOH2+
2NH3 NH4+ + NH2
-
2H2SO4 HSO4- + H3SO4
+
Un chiarimento..
H2O H+ + OH-
2H2O H3O+ + OH-
[ H+ ]=[ H3O+ ]
In realtà H3O+ non è la sola specie che si ottiene per protonazione dell’acqua, ma si formano altre specie come H9O4
+, H11O5+
Soluzioni acide o basiche
H2O H+ + OH-
Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14
[ H+ ] [OH- ]10-7 10-7
Soluzioni acide o basiche
H2O H+ + OH-
Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14
[ H+ ] [OH- ]10-7 10-7
[ H+ ] [OH- ]10-6 10-8
[ H+ ] [OH- ]10-5 10-9
[ H+ ] [OH- ]10-1 10-13
Soluzioni acide o basiche
H2O H+ + OH-
Kw = [ H+ ] [OH- ]= 10-14
[ H+ ] [OH- ]10-7 10-7
[ H+ ] [OH- ]10-6 10-8
[ H+ ] [OH- ]10-5 10-9
[ H+ ] [OH- ]10-1 10-13
[ H+ ] [OH- ]10-8 10-6
[ H+ ] [OH- ]10-9 10-5
[ H+ ] [OH- ]10-13 10-1
Costante di dissociazione acida Ka
HA + H2O H3O+ + A-
Keq = [ H3O+ ][A- ]
[ HA ] [ H2O ]
Ka = [ H3O+ ][A- ]
[ HA ]
Costante di dissociazione acida Ka
La costante di dissociazione acida, Ka, è la misura della forza di un acido, ovvero di quanto una reazione di dissociazione acida sia spostata verso destra.
La forza di un acido
La forza di un acido è determinata dalla costante di dissociazione acida
Ka = [ H3O+ ][A- ]
[ HA ]Tanto maggiore sarà il valore della costante e tanto piu’
l’acido sarà propenso a dissociarsi in soluzione, liberando ioni H3O+
HA + H2O H3O+ + A-
La forza di un acido
Quando Ka >>1La reazione si considera completamente
spostata verso destra
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Ovvero la dissociazione è quantitativa
Esempio: se ho una soluzione acquosa dove la concentrazione iniziale di HCl= 10-2 M, [H+]= 10-2
MTutto l’acido si dissocia in H+ e Cl-
Alcuni acidiKa
HClO4 >1
HBr >1
HCl >1
HNO3 >1
H3O+(*) 1,0
HF 7,1.10-4
HNO2 4,5.10-4
CH3COOH 1,8.10-5
HClO 3,2.10-8
HCN 4,0.10-10
NH4+ 5,6.10-10
H2O(*) 1,0.10-14
Costante di dissociazione basica Kb
Kb = [ OH- ] [HA ]
[ A- ]
A- + H2O OH- + HA
Keq = [ OH- ] [ HA ]
[ A - ] [ H2O ]
Costante di dissociazione basica Kb
Attenzione!
La base non è solo un composto che ha a disposizione degli ioni OH-
Una base (secondo Broensted-Lowry) è qualsiasi sostanza che puo’ accettare uno
ione H+Es: Cl-, NH3, CN-, CO3
2-
Invece, secondo la def. di Arrehenius, solo i composti che in H2O liberano ioni OH-
sono basiEs: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3
Acido e base coniugata
Ka =
[ H3O+ ] [NH3]
[NH4+ ]
NH4+ + H2O H3O+ + NH3NH3 + H2O OH- + NH4
+
Kb =
[ OH- ] [NH4+]
[NH3]
Ka Kb =
[ H3O+ ][NH3] [ OH- ] [NH4+]
[NH4+ ] [NH3]
=Kw= [ H3O+ ] [ OH- ]
Tanto più un acido è debole, tanto meno è debole la sua base coniugata
Acido e base coniugata
Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata
HCl Cl-
HCN CN-
CH3COOH CH3COO-
H2CO3 HCO3-
NH4+ NH3
H2OOH-
OH- = idrossidi ionici, es: NaOH, Ca(OH)2, KOH
Acido e base coniugata
Tanto piu’ un acido è forte, tanto piu’ sarà debole la sua base coniugata
HCl Cl-
HCN CN-
CH3COOH CH3COO-
H2CO3 HCO3-
NH4+ NH3
H2ONaOH
Acido forte Base nulla
Acido debole Base debole
Acido debole
Acido debole
Acido debole
Base debole
Base debole
Base debole
Base forteAcido nullo
Reazione acido-basePer come Ka e Kb sono state definite, i loro valori indicano da che parte è spostato l’equilibrio della reazione con H2O, ma servono anche a trovare la costante di equilibrio di una qualunque reazione acido-base.
Per esempio: se acido e base hanno Ka e Kb > 1, la reazione fra loro equivale a :
H3O+ + OH- H2O con Keq = Kw-1 = 1 x 1014
Se la reazione è CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+
Keq = [NH4+] [CH3COO-]/ [CH3COOH] [NH3] =
([NH4+] [OH-]/ [NH3]) ([CH3COO-]/ [CH3COOH] [OH-]) =
Kb(NH3) Kb(CH3COO-)-1 = 1.8 x 10-5/ 5.6 x 10-10 =3.2 x 104
Altro esempio: H2S + HSO3
- HS- + SO2 +H2O
Keqb(HSO3-) x b(HS-)-1 =
5.9 x 10-13/ 10-7 = 5.9 x 10-6
Da questi esempi deriva che:1. Un acido reagisce quantitativamente con qualunque base che sia più forte (Kb più grande) della propria base coniugata. 2. Maggiore è la diferenza tra le due Kb tanto più la reazione è spostata a destra.3. Se le due Kb sono comparabili all’eq. ci sono quantità paragonabili dei reagenti e dei prodotti4. In maniera analoga si conclude che una base reagisce con qualunque acido che sia più forte dell’acido coniugato della base.