Acidi e basi in soluzione: teorie, pH, pOH e reazioni acido-base

UNIVERSITÀ DEL SALENTO

ACIDI E BASI IN SOLUZIONE

• Teorie acido-Base.
• Autoprotolisi dell'acqua. pH, pOH e pK.
• Acidi e basi forti e deboli.
• Idrolisi.
• Reazioni acido-base.
• Soluzioni tampone.
• Sali poco solubili e prodotto di solubilità.

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DEFINIZIONI DI ACIDI E BASI

In passato si consideravano acidi o basi le sostanze che mostravano le seguenti proprietà:

Acido -> gusto pungente reagivano con i metalli formando idrogeno facevano scomparire o diminuire il comportamento basico Base > gusto amarognolo viscide al tatto facevano scomparire o diminuire il comportamento acido

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Moderne teorie sugli acidi e sulle basi

1. Definizione di ACIDO e BASE secondo ARRHENIUS (1884)
2. Definizione di ACIDO e BASE secondo BRØNSTED-LOWRY (1923)
3. Definizione di ACIDO e BASE secondo LEWIS (1923)

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Acidi e basi di ARRHENIUS

ACIDO: sostanza che in acqua genera ioni idrogeno (H+)

HA H2O 2. + - H + A

BASE: sostanza che in acqua produce ioni idrossido (OH-)

H2O B(OH) + B + OH

Esempi di acidi e basi di Arrhenius

HCl H2O + H + C1 acido cloridrico H2O + Na + OH" NaOH idrossido di sodio base

Limiti della teoria di Arrhenius

• Non si può applicare in solventi diversi dall'acqua o in fase gassosa
• Non spiega il comportamento di alcuni acidi o basi che non hanno ioni idrossido nella loro struttura

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY

ACIDO (HA): sostanza capace di donare un protone (H+) ad un'altra sostanza detta base

BASE (B): sostanza capace di accettare un protone (H+) da un'altra sostanza detta acido

- A + + BH HA acido + B base base coniugata di HA acido coniugato di B

La teoria di Brønsted-Lowry

• Si può applicare anche in solventi diversi dall'acqua e in fase gassosa
• Spiega il comportamento in un'acido solo in presenza di una base e viceversa

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Teoria di Brønsted-Lowry: completezza e coniugati

La teoria di Brønsted-Lowry è più completa della teoria di Arrhenius ed è quella più utilizzata perché spiega quasi tutti i comportamenti acidi e basici.

( Un acido o una base di Arrhenius è sempre un acido o base di Brønsted-Lowry ma non è sempre vero il contrario.

Ogni acido produce una base coniugata ed ogni base produce un acido coniugato:

• la base coniugata è la specie che rimane quando un acido perde un protone acido -H base coniugata
• l'acido coniugato è la specie che rimane quando una base accetta un protone base +H + acido coniugato

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Acidi e basi coniugate

ACIDO BASE CONIUGATA HClO4 CH3COOH2+ CIO4 CH3COOH Cl- HCl HNO3 NO3 H2O OH- H3O+ H2O

Una BASE è tanto più debole quanto più forte è il suo Acido coniugato; un ACIDO è tanto più debole quanto più forte è la sua Base coniugata.

Un ACIDO è tanto più forte quanto maggiore è la tendenza a donare il protone e una BASE è tanto più forte quanto maggiore è la sua tendenza ad accettare il protone.

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Esempi e limiti della teoria di Brønsted-Lowry

Esempi

HCl + NH3 NH4"CI Na2O + H2O 2Na+ + 20H"

Limiti della teoria di Brønsted-Lowry

• Non spiega il comportamento acido di specie che non posseggono protoni cedibili
• Non spiega il comportamento basico di specie che non accettano protoni

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Acidi e basi di LEWIS

ACIDO : sostanza capace di accettare una coppia di elettroni

BASE: sostanza capace di donare una coppia di elettroni

H+ si può considerare un particolare acido di Lewis

F3BO + ONH3 3 F3B PNH3 Trifuoruro di boro acido di Lewis Ammoniaca base di Lewis

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: reazione con l'acqua

Poiché la maggior parte delle reazioni avviene in acqua il solvente che prenderemo in considerazione sarà l'acqua.

HA + H2O A" - + H3O + (1) acido base

B + H2O 2 I + BH + OH - (2) base acido

La forza di un acido misura la capacità dell'acido HA di cedere il suo protone al solvente.

La forza di una base misura la capacità della base B di accettare un protone dal solvente.

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: forza e equilibrio

Acido forte: la reazione (1) è completamente spostata a destra In soluzione HA si deprotona completamente (forma dissociata, a=1)

Acido debole: la reazione (1) è di equilibrio e quanto più è debole l'acido tanto più l'equilibrio è spostato verso i reagenti (k piccola) In soluzione HA si deprotona solo parzialmente (a<1)

Base forte: la reazione (2) è completamente spostata a destra In soluzione B è completamente protonata (forma protonata, a=1)

Base debole: la reazione (2) è di equilibrio e quanto più è debole la base tanto più l'equilibrio è spostato verso i reagenti (k piccola) In soluzione B si protona solo parzialmente (a<1)

L'equilibrio di una reazione tra un Acido e una Base è sempre spostato verso l'acido e la base più deboli.

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: struttura e forza acida

La struttura e la forza acida (gli ossiacidi)

Esempio: HClO Ka 3,7x10-8 HClO2 HClO3 HClO4 10-2 forte fortissimo

Per gli ossiacidi con lo stesso atomo centrale, all'aumentare del numero di atomi di ossigeno aumenta la forza dell'acido.

Esempio: H3AsO4 Ka a 7,5x10-3 7,1×10-3 2×10-2 H3PO4 HIO4 HClO4 fortissimo

Per gli ossiacidi con lo stesso numero di atomi di ossigeno, all'aumentare dell'elettronegatività dell'atomo centrale aumenta la forza dell'acido.

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: forti in acqua

I più comuni acidi e basi forti in acqua

ACIDI FORTI BASI FORTI HCl acido cloridrico Idrossidi del gruppo 1 HBr acido bromidrico Idrossidi dei metalli alcalino terrosi HI acido iodidrico Ossidi dei gruppi 1 e 2 HNO3 acido nitrico H2SO4 acido solforico (1ª ionizzazione) HClO3 acido clorico HClO4 acido perclorico

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: autoprotolisi dell'acqua

AUTOPROTOLISI DELL'ACQUA

L'acqua è un elettrolita debole che si dissocia:

H2O + H2O H3O+ + OH" base acido acido base

[H3O^] [OH] K= [H2O]=55,6M [H2O]2

Costante di ionizzazione dell'acqua: Kw dell'acqua a 25℃: Kw = [H3O+] [OH ]= 1 x 10-14

In acqua pura: [H3O+]=[OH-] e [H3O+] [H3O+]= 1 x 10-14 [H3O+]=1 x 10-7 [H3O+]= \1x10-14 =1x10-7 [OH-]=1 x 10-7

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: soluzioni acide, basiche e neutre

In acqua pura e in soluzioni neutre: [H3O+]=[OH-]=1x10-7

In soluzioni acide o basiche cambia la concentrazione di H3O+ e la concentrazione di OH- ma è sempre valida la costante di ionizzazione dell'acqua ossia: [H3O+] [OH-]= Kw=1x10-14 SEMPRE

-Soluzione acida: [H3O+] >1x10-7 ossia [H3O+]>[OH-] Una soluzione è tanto più acida quanto più alta è la [H3O+] e quindi quanto più bassa è [OH-]

-Soluzione basica: [OH-] >1x10-7 ossia [OH-]>[H3O+] Una soluzione è tanto più basica quanto più alta è la [OH-] e quindi quanto più bassa è [H3O+]

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: pH, pOH e pK

Per evitare l'uso di espressioni esponenziali si è introdotto un operatore indicato con la lettera p che rappresenta il logaritmo negativo decimale (-log) della grandezza a cui è associato:

pH =- log[H3O+] pOH =- log[OH-] pka =- logKa e pkp =- logKb pkw =- logKw

poiché Kw=[H3O+] [OH-]=10-14 pkw =- log([H3O+] [OH-])= - log10-14 pkw =- log[H3O+] -log[OH-]= 14 pkw =pH + pOH= 14 è sempre vera

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: valori di pH

La maggior parte delle soluzioni, che si incontrano in pratica, ha valori di pH compresi tra 1 e 14 ossia i valori di concentrazioni di [H+] sono compresi tra 10-1 e 10- 14

Una soluzione: ·NEUTRA ha [H+]=[OH-]=10-7M e quindi pH=pOH=7 .ACIDA ha [H+] >10-7Me [OH-]< 10-7M e quindi pH<7 pOH>7 .BASICA ha [OH-]>10-7M e [H+]<10-7M e quindi pH>7 pOH<7

Valori crescenti di acidità ‹ 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 (valori di pH) Soluz. acida Soluz. neutra Soluz. basica

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Acidi e basi di BRØNSTED-LOWRY: forti e deboli

ACIDI E BASI FORTI E DEBOLI

Vedremo ora come determinare [H+], pH, [OH-], pOH in soluzioni acquose contenenti come soluto:

1. un acido forte HA di concentrazione iniziale Ca
2. una base forte B di concentrazione iniziale Cb
3. un acido debole HA di concentrazione iniziale Ca
4. una base debole B di concentrazione iniziale Cb

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Acidi forti: calcolo di [H+]

1. ACIDI FORTI

un acido forte HA di concentrazione iniziale Ca, si dissocia completamente in acqua (a=1):

+ HA + H2O A + H2O inizio Ca 0 fine 0 Ca

Per calcolare [H+] dobbiamo tener conto che: -gli ioni H+ provengono dalla deprotonazione dell'acido e dall'autoprotolisi dell'acqua H2O + H20 H3O+ + OH"

-deve essere rispettato il bilancio di carica ionica. [H+]=[OH-] + [A ] per un acido forte [A ]=Ca [H+]=[OH-] + Ca

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Calcolo di [H+] per soluzioni acide

[H+]=[OH-] + Ca

PER SOLUZIONI NON MOLTO DILUITE: Ca>10-6M, possiamo trascurare [OH-] rispetto a Ca [H+]= Ca e [OH-]= Kw/Ca pH =- logCa e pOH=14-pH

Se C <10-6M, si considera l'equilibrio di autoprotolisi dell'acqua Kw=[H+] [OH ] da cui [OH ]= Kw/[H+] che si sostituisce in [H+]=[OH ] + Ca che diventa [H+]= (Kw/[H+])+Ca e si risolve l'equazione di 2º grado.

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