TEORIE ACIDO-BASE
This presentation is the property of its rightful owner.
Sponsored Links
1 / 33

TEORIE ACIDO-BASE PowerPoint PPT Presentation


  • 77 Views
  • Uploaded on
  • Presentation posted in: General

TEORIE ACIDO-BASE. H 2 O. HCl(aq)  H + (aq) + Cl - (aq). Acidi e basi sono sostanze note da molto tempo e diverse classificazioni sono state fatte nel corso del tempo in base alle loro proprietà. Qui discuteremo le tre moderne teorie acido-base nell’ordine in cui sono state proposte.

Download Presentation

TEORIE ACIDO-BASE

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


Teorie acido base

TEORIE ACIDO-BASE


Teorie acido base

H2O

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

Acidi e basi sono sostanze note da molto tempo e diverse classificazioni sono state fatte nel corso del tempo in base alle loro propriet. Qui discuteremo le tre moderne teorie acido-base nellordine in cui sono state proposte.

Teoria di Arrhenius

Arrhenius fu il primo a proporre una teoria acido-base a partire dal comportamento di queste sostanze in acqua.

Un acido una sostanza che, sciolta in acqua, provoca un aumento della concentrazione degli ioni H+.


Teorie acido base

H2O

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)

Una base una sostanza che, sciolta in acqua, provoca un aumento della concentrazione degli ioni OH-.

Laneutralizzazione di HCl e NaOH si rappresenta con lequazione ionica:

Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) +Cl-(aq)Na+(aq) + Cl-(aq)+ H2O(l)

o con lequazione ionica netta:

OH-(aq) + H+(aq) H2O(l)

Una reazione di neutralizzazione implica quindi la combinazione di ioni idrogeno e idrossido per formare acqua.


Teorie acido base

H2O

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)

H2O

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

Arrhenius distinse poi gli acidi e le basi a seconda della loro forza.

Un acido forte una sostanza che in acqua si ionizza completamente per dare ioni H+ (es. HCl):

Una base forte una sostanza che in acqua si ionizza completamente per dare ioni OH- (es. NaOH):

Acidi e basi deboli non sono completamente ionizzati in soluzione ma danno luogo ad un equilibrio

H2O

CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)

Acido acetico


Teorie acido base

Teoria di Brnsted e Lowry (1923)

Le reazioni acido-base sono considerate come reazioni di trasferimento protonico.

Un acido una specie che dona un protone

Una base una specie che accetta un protone

Secondo questa teoria la ionizzazione di HCl in acqua vista come il trasferimento di un protone da HCl ad H2O:

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

base

acido


Teorie acido base

Una reazione acido-base quindi caratterizzata da due coppie coniugate acido-base:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

base

acido

base

acido

1a coppia

2a coppia


Teorie acido base

Forza relativa di acidi e basi

La forza relativa di un acido (o di una base) pu essere considerata in funzione della loro tendenza a perdere (accettare) un protone. Gli acidi pi forti sono quelli che perdono pi facilmente i loro protoni. Analogamente le basi pi forti sono quelle che accettano un protone pi facilmente.

Un acido forte una sostanza che in acqua completamente ionizzatato:

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

acido

base

acido

base

La reazione spostata completamente verso destra, per cui lacido cloridrico un acido forte. Se si considera la reazione inversa, questa avviene in piccolissima parte (praticamente non avviene). In essa lo ione Cl- agisce come base accettando un protone dallacido H3O+, ma una base estremamente debole.


Teorie acido base

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

acido

base

acido

base

pi forte

pi debole

Questa reazione si pu considerare anche in funzione della forza relativa tra HCl e H3O+. HCl perde il protone pi facilmente di H3O+ ed quindi un acido pi forte e la reazione spostata verso destra.


Teorie acido base

Se consideriamo la ionizzazione dellacido acetico:

CH3COOH(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

acido

acido

pi forte

pi debole

Sperimentalmente si vede che solo l1% delle molecole di CH3COOH sono ionizzate. Questo vuol dire che H3O+ un acido pi forte di CH3COOH. Lequilibrio spostato verso sinistra.

CH3COO- la base coniugata di CH3COOH. Poich lequilibrio spostato verso sinistra questo vuol dire CH3COO- s una base debole ma sicuramente pi forte di H2O.


Teorie acido base

In generale in una reazione acido-base la reazione spostata nella direzione dal pi forte al pi debole membro della coppia coniugata acido-base.

Se consideriamo la ionizzazione dellacido fluoridrico:

HF(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq)

acido

acido

pi debole

pi forte

Qui solo il 3% delle molecole di HF sono ionizzate. Questo vuol dire che HF un acido pi debole di H3O+, ma pi forte di CH3COOH. F-,la base coniugata di HF, una base pi forte di H2O, ma pi debole di CH3COO-.

Gli acidi pi forti hanno le basi coniugate pi deboli, e le basi pi forti hanno gli acidi coniugati pi deboli.

In base ai dati precedenti possiamo stabilire la seguente scala di acidit:

HCl>H3O+>HF>CH3COOH


Teorie acido base

-

+

Forza degli acidi e struttura molecolare

  • Abbiamo finora valutato la forza degli acidi in maniera empirica. Possiamo per in alcuni casi correlare la forza relativa di una serie di acidi alla loro struttura molecolare.

  • La forza di un acido dipende dalla facilit con cui il protone H+ rimosso da legame XH nella specie acida.

  • I fattori che determinano le forze relative degli acidi sono principalmente due:

  • La polarit del legame XH:

  • X H

  • Pi il legame polarizzato (con la carica positiva sullidrogeno) maggiore la polarit del legame.

  • La forza del legame XH con cui il protone legato ad X che a sua volta dipende dalle dimensioni dellatomo X: pi grande latomo pi debole il legame e quindi maggiore lacidit.


Teorie acido base

Consideriamo una serie di acidi binari HX formati dagli elementi del gruppo VII A, il cui ordine di acidit

HF<HCl<HBr<HI

Lelettronegativit degli elementi X diminuisce lungo il gruppo e quindi la polarit di H-X aumenta. Nonostante questo le dimensioni di X aumentano ed questo secondo fattore a prevalere. Questo vale anche per gli idracidi formati dagli elementi del VI e V gruppo.

Andando invece da sinistra a destra lungo un periodo lelettronegativit aumenta mentre le dimensioni diminuiscono, bench di poco. In questo caso il fattore polarit a prevalere e lacidit degli idracidi HnX aumenta da sinistra a destra lungo un periodo:

NH3(base)<H2O<HF


Teorie acido base

Gli ossiacidi hanno una struttura del tipo:

HOY

in cui latomo Y spesso legato ad altri atomi di ossigeno o gruppi OH, come, ad esempio HClO4 o H2SO4.

In questo caso solo la polarit del legame OH a determinare lacidit e questa aumenta con lelettronegativit di Y.

Ad esempio:

HIO<HBrO<HClO

Inoltre in una serie di ossiacidi di tipo (OH)mYOnlacidit aumenta allaumentare al numero n di atomi di ossigeno (molto elettronegativo) legati ad Y.

HClO<HClO2<HClO3<HClO4


Teorie acido base

H2SO3<H2SO4


Teorie acido base

Consideriamo ora la forza relativa di un acido poliprotico (che pu perdere pi di un protone) e dei suoi anioni acidi corrispondenti.

Ad esempio H2SO4 si ionizza per dare un protone e HSO4-, che a sua volta pu ulteriormente dissociarsi per dare un altro protone e SO42-. HSO4- un acido perch pu donare un protone, tuttavia, a causa della carica negativa dello ione che tende ad attrarre il protone, la sua acidit minore di H2SO4:

HSO4-< H2SO4

La forza di un acido poliprotico e dei suoi anioni diminuisce con laumentare della carica negativa


Teorie acido base

Teoria di Lewis

Spiega perch alcune reazioni hanno propriet acido-base pur non avendo idrogeni. Nella teoria di Lewis le reazioni acido-base hanno come protagonista la messa in condivisione di una coppia di elettroni solitari.

Un acido di Lewis una specie che pu formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da unaltra specie.

Una base di Lewis una specie che pu formare un legame covalente donando una coppia di elettroni ad unaltra specie.


Teorie acido base

H

:

:N:H

:

H

+

H

-

H-N-H

H+ +

-

H

Esempio:

Accettore di una coppia di elettroni

Donatore di una coppia di elettroni


Teorie acido base

Anche reazioni senza trasferimento protonico possono essere classificate come reazioni acido-base secondo Lewis


Teorie acido base

Tipici acidi di Lewis sono ioni metallici con almeno un orbitale vuoto a bassa energia, come Ag+, Al3+, ecc

Tipiche basi di Lewis sono specie con un doppietto elettronico disponibile come NH3, H2O, O2-, ecc


Teorie acido base

  • Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H+ (OH-).

  • Teoria di Brnsted-Lowry: un acido (base) una specie che ha tendenza a perdere (acquistare) un protone.

  • Teoria di Lewis: un acido (base) una qualsiasi sostanza capace di accettare (donare) una coppia di elettroni di non-legame


Teorie acido base

[H3O+][A]

K =

[HA][H2O]

HA + H2O = H3O+ + A

La forza degli acidi e delle basi

forza acida di un qualsiasi acido HA data dal valore numerico pi o meno elevato della costante di equilibrio della reazione:

[H3O+][A]

K[H2O] = Ka =

[HA]

Ka

costante di dissociazione, ocostante di ionizzazione,dell'acido


Teorie acido base

pi elevato il valore di Ka, pi l'acido forte, pi tende a dissociarsi

pi piccolo il valore di Ka, pi l'acido debole, meno tende a dissociarsi

B + H2O = HB+ + OH

[HB+][OH]

K[H2O] = Kb =

[B]

La costante di equilibrioKb viene definita

costante dissociazione, ocostante di ionizzazione, della base

Pi elevato il valore di Kb, pi la base forte

esiste una relazione tra la forza di un acido e quella della sua base coniugatapi un acido forte, pi la sua base coniugata debole e viceversa


Teorie acido base

Base

Acido

Acido

Base

a 25 C:

Kw = [H3O+][OH] = 1014

L'autoionizzazione dell'acqua

H2O + H2O = H3O+ + OH

[H3O+][OH]

K =

[H2O]2

K[H2O]2 = Kw = [H3O+][OH]

prodotto ionico dell'acqua


Teorie acido base

il pH e il pOH - Definizione


Teorie acido base

Relazione tra pH e il pOH

2H2O H3O+ + OH- Kw

Kw= [H3O+][OH-]

-log Kw = pKw= -log[H3O+] log[OH-] = pH + pOH

pH + pOH = 14.0


Teorie acido base

Relazione tra pH e il pOH

la soluzione neutrase ilpH=7;

quando ilpH < 7la soluzione acida;

quando ilpH > 7la soluzione basica.


Teorie acido base

Acidi e basi poliprotici.

Specie che cedono o accettano pi di un protone sono dette

poliprotiche


Teorie acido base

Acidi e basi poliprotici.

Lacido fosforico (H3PO4) un acido triprotico:

Ka1

Ka2

Ka3


Titolazioni acido base

Titolazioni acido-base

Titolazione = una operazione il cui scopo la determinazione del titolo di una soluzione.

Consiste nellaggiungere volumi noti di una soluzione a concentrazione nota di un titolante ad un volume noto di una soluzione a concentrazione ignota.

Il titolante deve reagire in modo rapido, completo e con stechiometria ben definita con la sostanza da titolare.

Nel caso delle titolazioni acido-base, il titolante costituito quindi da acidi e basi forti.

La sostanza da titolare pu essere una base o un acido qualsiasi.


Punto equivalente

Punto equivalente

  • Una titolazione termina quando gli equivalenti di titolante uguagliano quelli della sostanza da titolare:

    MAVA = MBVB


Teorie acido base

Titolazioni acido - base

NaOH o HCl

Un metodo per rilevare il punto equivalente:

Indicatori cromatici;

Curva di titolazione pHmetrica.

Acidi o basi vari


Teorie acido base

Gli indicatori di pH, sostanze che cambiano colore a seconda del pH, sono a loro volta un sistema acido base.

HInd+ H2O Ind-+ H3O+ Kind

[H3O+][Ind-]

Kind =

Costante acida

[HInd]

[HInd] = [Ind-] [H3O+] = Kind pH=pKind

[HInd]>=10[Ind-] [H3O+] >= 10KindpH<=pKind 1

[HInd]<=0.1[Ind-] [H3O+] <= 0.1KindpH>=pKind + 1


Teorie acido base

[HInd] = [Ind-][H3O+] = Kind pH=pKind

[HInd]>=10[Ind-][H3O+] >= 10KindpH<=pKind 1

[HInd]<=0.1[Ind-][H3O+] <= 0.1KindpH<=pKind + 1

Colore dellaforma acida

Colore dellaforma basica

pKind

pKind-1

pKind+1

pH

Intervallo di viraggio

L'indicatore essendo una specie acido-base reagisce e pu spostare il punto equivalente. Deve essere molto colorato ed usato in piccola quantit.


  • Login