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