ACIDI E BASI

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acidi e basi secondo Arrhenius (1887)

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determinazione sperimentale del pH

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bisogna sapere

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cosa è acido

e cosa una base,

secondo il pH

(0-7) è un acido

(7-14) base

e il 7 è la neutralità

e quindi l'H2O

prodotto ionico dell'H2O

proprietà acido -base dell'H2O

da H2O(liquida) <---->H+ + OH-

e una reazione

autoionizzazione dell'H2O

l'H2O

è un solvente

usato per

le reazioni

di acido e base

di equilibrio,

è quando:

prodotto--> reagente

reagente--> prodotto

2 molecole reagiscono

e si ha H+ e OH-

H2O + H2O <--> (H3O)+ +OH-

e abbiamo che:

(il secondo H2O) è la base

e (H3O)+ è il rispettivo

acido coniugato

e abbiamo che:

(il primo H2O) è l'acido

e (OH-) la rispettiva

base coniugata

quindi,

l'acido cede elettroni (H+)

e la base ioni (OH-)

considerando che

dal valore

poichè

equilibrio di autonomizzazione dell'H2O

e ciò significa

la reazione di ionizzazione

l'H2O pura

non conduce

la corrente elettrica,

ma se si misura

la sua conducibilità

con strumenti

molto semplici,

si osserva che

anch'essa,

sia pure in

minima quantità,

conduce la

corrente elettrics.

che pochissime

delle sue molecole

sono dissociate

in ioni

dell'H2O

che porta

alla formazione

di idrogeno, H+,

e di ioni idrossido, OH-,

è una reazione

di equilibrio

molto spostato

verso la forma

indissociata dell'H2O:

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H2O <--> H+ + OH-

equilibrio molto spostato

verso H2O + H2O

H2O + H2O <--> H3O+ + OH-

equilibrio molto spostato

verso H2O

la costante di equilibrio,

H2O (acido) + H2O (base <---> OH- (base coniugata) + H3O+ (acido coniugato)

per questa reazione

è stata determinata

e può essere espressa:

Keq= ([H3O+][OH-])/ [H2O] alla 2=

3,25 x 10 alla -18

(a 25°C)

molto basso

della Keq,

si deduce che

la frazione

di molecole di H2O,

ancora indisciolte

in protoni

e ioni ossidrile

è praticamente

quella iniziale

la massa

di una mole

di H2O è 18 g/mol,

e che la massa

totale di H2O

in un litro è 1000g,

la concentrazione molare

dell'H2O potrà essere:

[H2O]=(1000 g/L) / (18g/mol) = 55,5 mol/L

tale valore

può essere considerato

costante,

la relazione di equilibrio

diventa:

Keq X (H2O) alla 2= [H+] + [OH-]

e sostituendo i valori=

Keq x 55,5 alla 2= [H+] + [OH-]

e il prodotto

Keq x (55,5) alla 2

è una nuova costante

e indicata con

Kw

ed è chiamata

prodotto ionico deell'H2O,

in cui il valore

a 25°C

e per tutte

le soluzioni acquose è:

Kw= [H+] [OH-] = 1x 10 alla -14

la conoscenza

si definisce pH

il grado

H2O + H2O <-->H3O+ o OH-

una soluzione acquosa

in soluzione in cui prevale

poichè da

e sostituendo

una molecola di H2O

si ottiene

uno ione H+

e uno ione ossidrile (OH-),

nell'H2O pura

le concentrazioni

di 2 ioni

devono essere uguali:

(H+)= (OH-)

nella relazione

del prodotto ionico

dell'H2O si ha:

Kw=1 x 10 alla -14= [éH+] x [OH-]= [H+] x [H+]

1 x 10 alla -14= [H+] quadro

da cui:

[H+]=[OH-]= 1 x 10 alla-7 mol/l

soluzione neutra

in cui prevale

la concentrazione

degli ioni H+,

risulta acida.

[H+] >(mag) [OH-]

[H+]>(mag) 1 x 10 alla -7

Kw= 3,25 x 10 alla-18 x (55,5) quadro= 1 x 10 alla -14

la concentrazione

degli ioni OH-

risulta basica

[H+]< (min) [OH-]

[H+]<(min) 1x 10 alla -7

(soluzione acida)

(soluzione basica)

di acidità

e basicità

si misura mediante

una scala i cui valori

a 25°C,

sono compresi tra

1 e 14,

chiamata scala di pH,

pH<7 (min)

pH>(mag) 7

pH=7

neutralità

acidità

basicità

il logaritmo negativo

(in base10)

della concentrazione

di ioni idrogeno di una soluzione

pH= - log(in base 10) di [H+] = - log (in base 10) di 10 alla -x

per cui

l'esponente

della potenza

che esprime

la concentrazione

degli ioni H+,

cambia di sengno,

diventa immediatamente

il pH

dei valori del pH

di una soluzione

è importante:

la vita

il pH

degli animali

e dei vegetali

è regolata da

una determinata

concentrazione

degli ioni H+,

e se essa

viene sensibilmente

cambiata

può scomparire

qualunque

manifestazione di vita

è importante

anche per la qualità

delle H2O potabili,

per un gran numero

di lavorazioni

industriali

(produzione carta,

farmaci,

tintura,

stampa)

e processi tecnologici

(produzione

vino,

birra,

conservazione

latte,

carne)

gl indicatori

altre importanti relazioni

il grado

il pH dell'H2O piovana

di acidità

o basicità

di una soluzione

si può misurare

utilizzando gli indicatori

acido-base

o il piaccametro

sono sostanze

organiche

aventi la proprietà

di assumere

diverso colore

quando vengono

a contatto con

un acido

o una base

-log [H+] - log[OH-]=14

pH + pOH= 14

[H+][OH-]=Kw= 1 x 10 alla -14

pOH=-log [OH-]

raccolta

in una regione

degli USA

in un particolare giorno

risulta essere

pari a 4,82,

qual'è la concentrazione

di ioni H+

dell'H2O piovana?

pH= - log [H+]

quindi

[H+]= 10 alla -pH=

10 alla -4,82= 1,5 x 10 alla -5 M

(molare)

la concentrazione

di ioni OH-

di un campione

di sangue è

2,5 x 10 alla -7 M.

qual'è il pH?

pOH= -log [OH-]= -log (2,5 x 10 alla -7)= 6,60

pH= 14- pOH= 14- 6,6= 7,4

pH + pOH=14

da dove derivano i loro nomi?

a quale epoca risale l'idea di acido e base?

nome acido

deriva dal latino

acidum

che significa

aspro

pungente

il nome alcalino

viene dall'arabo

al-qalì

che sta ad indicare

la potassa contenuta

nella cenere

di legna,

le cui soluzioni

sono fortemente basiche

e ciò dimostra

in altri libri

"chi canta canzono

ad un afflitto

è come chi

si toglie

il vestito

in un giorno di freddo

e come aceto

sulla soda"

dell'antico testamento

si parla di

latte acido

e dell'azione purificatrice

di soda

e potassio

(bibbia cap. 20 libro dei proverbi)

che l'idea di acido,

di alcali,

e reazione chimica

è da tempo

patrimonio culturale

dell'umanità

BASI:

ACIDI:

e noi..

acidi e basi nella vita quotidiana

acidi e basi le prime osservazioni

ne sono esempi:

molti dei prodotti

(classificabili

in chimica

come miscugli

omogenei

e/o eterogenei),

normalmente

usati in casa,

presentano caratteristiche

acide

o basiche

saponi,

detersivi,

medicine,

e alimenti

gli acidi:

le basi:

sono saponose

si mostrano corrosive

hanno

fanno diventare blu

un sapore amarognolo,

al tatto,

solo per

alcuni metalli,

il tornasole

fanno diventare rosso

corrodono facilmente

sono di sapore

aspro,

molti metalli,

il tornasole,

una sostanza estratta

da un lichene

alcuni alimenti

ma alcuni acidi

quali l'aceto,

il limone

lo yogurt

presentano

un tipico sapore

aspro

che viene meglio

definito

come acido,

e tale sapore

è causato da

particolari sostanze

contenute in

questi prodotti

detti acidi:

acido acetico:

nel caso dell'aceto,

acido citrico:

nel caso

del succo di limone,

acido lattico:

nel caso dello yogurt

possono essere

molto pericolosi,

fra questi vi è

l'acido cloridrico

(commercialmente

chiamato

acido muriatico,

usato per togliere

le incrostazioni da calcare)

o acido solforico

usato per sturare

i bagli

o ancora l'acido fluoridrico

usato per togliere

le macchie di ruggine

dai tessuti

se, ad esempio,

fra le basi

altre sostanze,

il bicarbonato di sodio

invece,

presentano

un gusto differente

sciogliamo

un cucchiaino

di bicarbonato di sodio

in un bicchiere di H2O,

la soluzione

ha un sapore

amarognolo

e le sostanze

che presentano

lo stesso comportamento

sono dette basi

(o anche alcali)

di comune impiego

vi sono

l'idrossido di ammonio

(ammoniaca)

e ipoclorito di sodio

(candeggina),

usati come prodotti

per la pulizia

delle superfici,

e l'idrossido di sodio

contenuto

nei prodotti

per la pulizia

delle tubature

degli scarichi casalinghi

anche nel

nostro organismo

sono presenti

sia sostanze

acide

sia sostanze

basiche

nello stomaco,

ad esempio,

viene secreto

acido cloridrico (HCl)

sono invece,

basici

i succhi pancreatici,

e leggermente basico

è il sangue

teoria ArrHenius

teoria generalizzata di Arrhenius

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problemi con teoria Arrhenius:

gli acidi

le basi

si dissociano

in H2O

liberando ioni OH-

HCl + H2O--> H3O+ + Cl-

si dissociano

in H2O

liberando ioni OH-

NaOH + H2O--> Na+ + OH- + H2O

queste 2 specie

reagiscono

tra loro formando H2O

H3O+ + OH- -->2H2O

la forza di base

la forza acida

base:

un acido

acido:

sostanza che produce

ioni idrogeno

in soluzione acquosa

HCl---> H+ + Cl-

sostanza che produce

ioni idrossido

in soluzione acquosa

NaOH --> Na+ + OH-

neutralizza una base

H+ + OH- --> H2O

dipende dalla

quantità di ioni idrogeno

prodotti

e la definizione include

acidi come:

HCl,

HBr,

Hi,

HNO3,

ecc

dipende dalla

quantità di ioni idrossido

prodotti

e la definizione include

basi come:

NaOH,

KOH,

Ca(OH)2,

ecc

(idrossido di sodio)

tutto ciò

la reazione

una soluzione

una soluzione

i solventi

sono limitati

all'H2O,

ma l'H2O

non è coinvolta

nella reazione

acido-basa,

di CO2 in H2O

è acida,

ma H2CO3

(acido carbonico)

esiste

ed ad una concentrazione

inferiore all'1%

della CO2

di NH3(ammoniaca) in H2O

è basica,

ma NH4OH (idrossido d'ammonio)

non esiste

(note:

la formula NH4OH

è stata inventata

da Arrhenius

per spiegare

la natura di base

della soluzione di NH3)

di HCl

e NH3

si traduce

in una soluzione acida

è stato basato

sull'H2O,

quindi se cambio solvente,

cambia tutto

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solventi diversi da,l'H2O:

acido:

basa:

il solvente (H2O),

le reazioni

può ionizzare

per produrre

ioni H+ e OH-

H2O<--> H+ + OH-

sostanza che aumenta

la concentrazione

di ioni idrogeno

in soluzione

HCl-->H+ + Cl-

un acido forte

un acido debole

è dissociato

al 100%,

è solo leggermente

dissociato

NaOH -->Na+ +OH-

basa forte

sostanze che aumentano

una base debole

la concentrazione

di ioni idrossido

in soluzione acquosa

è dissociata al 100%

è solo leggermente dissociata

di idrolisi

possono modificare

la concentrazione

di H+ e OH-

nella soluzione acquosa

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CO2 + H2O<--->H+ + HCO3-

NH3 + H2O <---> NH4 + OH-

(CO2 è acido)

(NH3 è una base)

il sovente

può essere ionizzato

per produrre

ioni positivi

e negativi

es)

ammoniaca liquida, NH3

2NH3<-->NH4+ + NH2

acido:

base:

sostanze che aumentano

la concentrazione

dello ione positivo

in soluzione

HCl + NH3--> NH4+ + Cl-

sostanze che aumentano

la concentrazione

dello ione negativo in soluzione acquosa

NaOH + NH3--> Na+ + NH2- + H2O

teoria di Lewis

teoria Bronsted -Lowey theory

propose indipendentemente

la definizione

protonica di

acidi

e basi

nel 1923

e citando Bronsted:

"l'acido e basi

sono sostanze

che sono in grado

di scindersi

o prendere

gli ioni idrogeno,

rispettivaemnte"

o " una reazione

acido-base

consiste nel

trasferimento

di un protone

(o ione idrogeno)

da un acido

a una baSse"

acidi e basi secondo la teoria di Brosted-Lowery (1923):

basa:

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acido:

HA (acido) + H2O (base) --> H3O+ (acido coniugato) + A- (base coniugata)

specie chimica

che dona protoni

specie chimica

che accetta protoni

NH3 (basa)+ H2O (acido) <-->OH- (basa) + NH4+ (acido)

i 2 esterni,

sono tra loro

coppie coniugate

acido-base,

come i 2 interni

rispetto alla

teoria Arrhenius,

nella teoria di Bronted-Lowry:

le reazioni

alcune specie

una base

è una specie chimica

che accetta protoni

(lo ione idrossido OH-

è solo un esempio

di base),

acido-base

non sono

più limitate

alle soluzioni acquose,

possono agire

sia come acidi

sia come basi,

a seconda

della natura

dell'altra specie reagente

una base di Lewis:

esempio)

nella teoria di Lewis

un acido di Lewis:

spiega perchè

alcune reazioni

hanno proprietà acido-base

pur non avendo idrogeni

le reazioni acido base

hanno come protagonista

la messa in condivisione

di una coppia

di elettroni solitari

è una specie

che può formare

un legame covalente

accettando

una coppia di elettroni

da un'altra specie

è una specie

che può formare

un legame covalente

donando

una coppia di elettroni

ad un'altra specie

H+ + NH3

una coppia di

elettroni solitari

da N (donatore)

passa a H+ (accettore)

e diventa NH4+

e anche reazioni

senza trasferimento

protonico

possono essere classificate

come reazioni acido-base

secondo Lewis:

NH3+ BF3

la coppia solitaria

da N passa a B

per fare il legame,

e formare H3-N-B-F3

dissociazione:

gli acidi e le basi come elettroni

definizione di acido

un acido di Lewis:

un acido di Brosted:

un acido di Arrhenius:

una bade di Lewis:

è una sostanza

che produce

H+(H3O+)

in H2O

è una sostanza

è un donatore

di protoni

che può accettare

una coppia di elettroni

è una sostanza

che può donare

una coppia

di elettroni

H+ (acido) + OH- (base) --->H-O-H

H+ (acido) + NH3(ammoniaca) (base) -->NH4+ (ammonio)

e maggiore è il numero

gli ioni rappresentano

le sostanze

che in soluzione acquosa

si scindono

in ioni positivi

e negativi,

in grado di condurre,

in varia misura,

la corrente elettrica,

vengono chiamati

elettroni

i "veicoli"

per il trasporto

dell'elettricità

di ioni presenti,

maggiore è la conducibilità

della soluzione

dell'elettrolita

sono elettroliti

gli acidi,

le basi,

i sali

si riferisce

alla scissione

in ioni

di carica opposta,

che subbiscono,

per intervento dell'H2O,

i composti ionici

ionizzazione:

ed eseguendo

gli elettroliti

e se si preparano

gli elettroliti

si riferisce

alla separazione

in ioni

di carica opposta

che subiscono

i composti covalenti polari

all'atto della loro

dissociazione

in H2O

che in soluzione

presentano tutte

le molecole dissociate

in ioni

sono chiamati

elettroliti forti

(es. cloruro di sodio,

acido cloridrico,

acido solforico,

ecc)

dei quali, invece,

solo una piccola frazione

è dissociata

in ioni

si chiamano

elettroliti deboli

(es. acido acetico,

acido carbonico,

acido citrico,

ammoniaca,

ecc)

prove di conducibilità

elettrica

anche su soluzioni

di CH3COOH

e HCl (acido cloridrico)

si osserva

una importante differenza

soluzioni di acidi

diversi sciogliendo però

lo stesso numero

di molecole,

la concentrazione

degli ioni H+

può essere differente

e lo stesso

vale per le basi:

misure di conducibilità

elettrica mostrano,

ad esempio,

che a parità

di concentrazione,

una soluzione

di NaOH (idrossido di sodio)

conduce

molto meglio

la corrente

rispetto

ad una soluzione

di NH3 (ammoniaca/ triidruro di azoto)

BASI

una mole di NaOH (idrossido di sodio)-->

ACIDI

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forti:

deboli:

in soluzione acquosa,

si ionizzano completamente

in soluzione acquosa,

si ionizzano

solo parzialmente

e abbiamo

una parte associata,

e una dissociata

forti:

deboli:

in soluzione acquosa

si dissociano

o ionizzano

in modo completo,

in soluzione acquosa

producono quantità

ridotte di ioni OH-

in soluzione

mi da una mole di H-

(si dissocia completamente)

HClO4-->

e H2SO4-->

acido solforico / acido tetraossosolforico

acido perclorico 7 acido tetraossoclorico

questi conducono

di più rispetto

all'acido acetico --> CH3COOH

e le sostanze

più acide

e basiche

hanno un'alta

conducibilità

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elettrolita forte -- 100%dissociazione

elettroliti deboli ---non completamente dissociato

NaCl (in H2O) ---> Na+ + Cl-

se costante minore 1-->

l'equilibrio

è sostato verso

i reagenti

se costante maggiore 1 -->

l'equilibrio

è spostato verso

i prodotti

CH3COOH <--> CH3COO- + H+

acidi deboli, sono elettroliti deboli

basi deboli, sono elettroliti deboli

acidi forti, sono elettroliti forti

basi forti, sono elettroliti forti

HNO + H2O --> H3O+ + NO3-

HClO4 + H2O --> H3O+ + ClO4-

HCl + H2O --> H3O+ + Cl-

H2SO4 *H2O --> H3O+ + HSO4-

NO2 -+ H2O <--> OH- + HNO2

F- + H2O <--> OH- + HF

HSO4- + H2O <--> H3O+ + SO4 2-

HNO2 + H2O <---> H3O+ + NO2-

HF + H2O <--> H3O+ + F-

H2O + H2O <-->H3= + + OH-

NaOH (in H2)<--> Na+ + OH-

KOH (in H2O)--> K+ + OH-

Ba(OH)2 (in H2O) --> Ba2+ + OH-

coppie acido-base coniugate:

H3O+ (idronio)

OH-

la base coniugata

di un acido forte

non ha una forza

misurabile

è l'acido più forte

che può esistere

in soluzione acquosa

è la base

più forte

che può esistere

in soluzione acquosa

esempi

Cl- ---> base coniugata HCl

ione cloro --> acido idrocloridrico

NH2 -(base) --> NH3 (acido)

ione ammide --> ammoniaca

forza relativa di acidi e basi

e analogamente

la reazione

gli acidi più forti,

un acido forte

la forza relativa

di un acido,

o base,

può essere considerata

in funzione

della loro tendenza

a perdere elettroni

o accettare protone

sono quelli che

perdono

più facilmente

i protoni

le basi più forti

dono quelle che

accettano un protone

più facilmente

è una sostanza che

in H2O è completamente

ionizzato:

HCl (acido) + H2O (base) -->H3O+ (acido) + Cl- (base coniugata debole)

è spostata completamente

verso destra,

per cui l'acido cloridrico (HCl),

è un acido forte

e se si considera

la reazione inversa,

questa

avviene in

piccolissime parti

(praticamente non avviene)

in essa

lo ione Cl-

agisce

come base

accettando

un protone dall'acido H3O+,

ma è una base

estremamente debole

HCl (acido più forte) + H2O (base) -->H3O+ (acido più debole) + Cl- (base)

questa reazione

si può considerare

anche in funzione

della forza relativa

tra H£O+ e H3O+

e HCl perde più facilmente

il protone

di H3O+

ed è quindi

un acido più forte

e la reazione

è spostata

verso destra

se consideriamo ionizzazione acido acetico

sperimentalmente

CH3COO-

CH3COOH (acido più debole) + H2O <-->H3O+ (acido più forte) + CH3COO-

si vede che

solo 1%

delle molecole

di CH3COOH

sono ionizzate

e ciò vuol dire

che H3O+

è un acido più forte

di CH3COOH

e l'equilibrio

è spostato

verso sinistra

è la base coniugata

di CH3COOH

e poichè l'equilibrio

è spostato

verso sinistra

questo vuol dire

CH3COO-

è si una base debole

ma sicuramente

più forte di H2O

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gli acidi più forti

si può qunidi

in generale

in una reazione

acido-base

la reazione è spostata

nella direzione

dal più forte

al più debole

membro della coppia

coniugata

acido-base

se consideriamo

la ionizzazione

dell'acido fluoridrico:

HF (acido più debole) + H2O <-->H3O+( acido più forte) + F-

qui solo

il 3% delle molecole

di HF sono ionizzate

e ciò vuol dire,

che HF

è un acido

più debole

di H3O+,

ma è più forte

di CH3COOH

e F- è

la base coniugata di HF,

è una base

più forte di H2O,

ma più debole

di CH3COO-

hanno le basi coniugate

più deboli,

e le basi più forte hanno

gli acidi coniugati

più deboli

e in base ai dati

precedenti

possiamo stabilire

la scala di acidità;

HCl> (mag) H3O+> HF> CH3COOH

scrivere

la tabella

degli acidi

e rispettiva base coniugata

in realtà nella tabella

HNO3,(acido nitrico)

H2SO4,( acido solforico),

HCL (acido cloridrico),

HI (acidi iodridico),

HCO4 ( acido perclorico)

sono tutti acidi forti

(= completamente dissociati

in H2O)

ed è quindi evidente

che per stabilire

la forza relativa

di questi acidi

occorre procedere

diversamente

da acido forte--> ho base debole

forza acido diminuisce --> forza base aumenta

forza degli acidi e struttura molecolare

andando da sinistra a destra,

l'elettronegatività

la forza di

consideriamo

abbiamo valutato

i fattori che determinano,

la forza di

un acido

in maniera empirica

ma possiamo

in alcuni casi

correlare la forza

relativa di

una serie

di acidi

alla loro struttura

molecolare

un acido

dipende dalla

facilità con cui

il protone H+

è rimosso

dal legame X-H

elle specie acide

le forze relative

degli acidi

sono principalmente 2:

la polarità del legame X-H:

(delta-)X-H(delta+)

e più il legame

è polarizzato

(con la carica

positiva sull'idrogeno),

maggiore è

la polarità

del legame

e maggiore l'acidità

la forza del legame X-H:

con cui il protone

è legato ad X

che a sua volta

dipende

dalle dimensioni

dell'atomo X:

più grande è

l'atomo

più debole è

il legame

e qunidi maggiore

è l'acidità

una serie di

acidi binari HX

formati dagli

elementi del

gruppo VII A,

il cui ordine di acidità è:

HF<(min) HCl< HBr< HI

degli elementi X

diminuisce lungo

il gruppo

e quindi la polarità

di H-X aumenta

e nonostante questo

le dimensioni di X

aumentano ed

è questo

secondo fattore

a prevalere

e ciò vale

anche per idracidi

formati dagli elementi

del VI e V gruppo

lungo il periodo

l'elettronegatività aumenta

mentre le dimensioni

diminuiscono,

benchè di poco

e in questo caso,

è il fattore

polarità a prevalere

e l'acidità

degli idracidi HnX

aumenta da

sinistra a destra

lungo il periodo:

NH3(base) <(min) H2O< HF

gli ossiacidi hanno

un struttura del tipo:

H-O-Y

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e più aumentano

in cui l'atomo Y

inoltre

in questo caso

è spesso legato

ad altri

atomi di ossigeno

o gruppi OH

come ad esempio

HClO4 (acido tetrossicloroso9,

H2SO4(acido tetrossosolforico)

è solo la polarità

del legame O-H

a determinare

l'acidità

e questa aumenta

con l'elettronegatività di Y

ad es. HIO<(min) HBrO< HClO

in una serie

di ossiacidi

di tipo (OH)mYOm

l'acidità aumenta

all'aumentare

al numero n di atomi

di ossigeno

(molto elettronegativo)

legati ad Y.

Es. HClO<(min) <HClO2< HClO3< HClO4

atomi ossigeno

in composti ossigenati,

più aumenta acidità

considerando ora

la forza relativa

di un acido poliprotico

(che può prendere

più di un protone)

e dei suoi anioni

acidi corrispondenti

ad esempio

H2SO4 (acido tetrossisolforico)

si ionizza per dare

un protone e HSO4-,

che a sua volta

può ulteriormente

dissociarsi

per dare

un altro protone e SO4 2-

HSO4 -

è un acido

perchè può donare

un protone,

tuttavia a causa

della carica negativa

dello ione

che tende ad

attrarre il protone,

la sua acidità è minore

di H2SO4

(HSO4- <(min) H2SO4)

la forza di un acido

poliprotico

e dei suoi anioni

diminuisce

con l'aumentare

della carica negativa

esercizi

qual'è il pH di soluzione 2x 10 alla -3 M HNO3?

HNO3= acido forte --100% dissociazione

no3-HNO3 + H2O -->H3O+ +

PH= -log[H+]= -log [H3O+]= - log (0,002)=2,7

acidi deboli (HA) e costanti ionizzazione acida

qunidi HA <--> H+ + A-

Ka è la costante

HA + H2O < --->H3O+ + A-

Ka= ([H+] [A-]) / [HA]

di ionizzazione acida

es)

qual'è il pH di una soluzione 0,5M HF (25°C)?

HF <-->H+ + F-

Ka= ([H+][F-])/ [HF]= 7,1 x 10 alla -4

Ka= X quadro/ 0,5-x= 7,1 x 10 alla -4

X quadro= 3,55 x 10 alla -4

x= 0,019M

quindi

[H+]=[F-]= 0,019M

ph= - log[H+]=1,72

[HF]=0,5 -x= 0,5- 0,019= 0,48M

acidi diprotici e triprotici

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di conseguenza,

si può considerare

una costante

hanno più

di uno ione idrogeno

per molecola

la loro ionizzazione

per stadi successivi

può essere

scritta per ciascun

stadio

di ionizzazione

2 o più costanti

di equilibrio

possono essere

usate

per calcolare

le concentrazioni

delle specie

in soluzione acida

H2CO3 <--> H+ + HCO3-

HCO3- <--> H+ + CO3 2-

Ka1= ([H+][HCO3-])/ [H2CO3]

Ka2= ([H+][CO3 2-])/ [HCO3-]

vi sono tabbelle

di alcuni acidi e

loro basi coniugate,

e loro Ka, e Kb

basi deboli e costanti di ionizzazione basiche

Kb= costante ionizzazione

si risolve come

HN3 + H2O <-->NH4+ + OH-

Kb= ([NH4+][OH-]) / [NH3]

basica

per acidi deboli,

con l'eccezione

di risolvere per

[OH-] invece che [H+]

NH4+--> acido coniugato

(base debole NH3)

anche qui abbiamo

schemi con

basi deboli

e rispettivi acidi coniugasti,

e rispettivi Kb e Ka

costanti ionizzazione per coppie coniugate acido-base

proprietà acido-base dei sali

Kb= A- + H2O <--> OH- + HA

ed ho Kw= H2O <-->H+ + OH-

Ka= HA <-->H+ + A-

quindi: Kw= Ka x Kb

acido debole e la base coniugata

Ka= Kw/Kb

Kb= Kw/Ka

soluzioni basiche:

soluzione acide:

soluzioni neutre:

i sali contenenti

uno ione metallico

alcalino

o alcalino terroso

(aceto Be 2+)

e la base coniugata

di un acido forte

(Cl-, Br-, NO3-)

NaCl(in H2O) --> Na+ + Cl-

sali derivati

da una base forte

e acido debole

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NaCH3OO (in H2O)--> Na+ + CH3COO-

CH3COO-- + H2O <--> CH3COOH + OH-

sali derivati

da un acido forte

e una basedebole

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NH4Cl (in H2O)--> NH4+ +Cl-

NH4+ <-->NH3 + H+

sali con cationi

piccoli,

ad elevata carica

(Al3+, Cr3+, Be2+)

e la base coniugata

di un acido forte

Al(H2O)6 3+ <--> Al(OH)(H2O)5 (2+ + H+

soluzioni in cui

sia catione che anione può idrolizzare:

Kb per anione <(min)Ka

Kb per anione

Kb per anione >(mag) Ka

per il catione,

soluzione è basica

per il catione,

la soluzione sarà acida,

= (circa uguale) Kb

per il catione,

soluzione neutra