• Like

Lezione 3b 2013

  • 20,055 views
Uploaded on

 

More in: Education
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
  • Solo un appunto l'ombreggiatura dei caratteri rende alcune slides fastidiose da leggere ;)
    Are you sure you want to
    Your message goes here
No Downloads

Views

Total Views
20,055
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
5

Actions

Shares
Downloads
111
Comments
1
Likes
1

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. Parte terza:Elementi di termodinamica, equilibriochimico, stati della materia, soluzioni
  • 2. Parte terza b1. Definizioni di acido e base (Arrhenius)2. Coppie coniugate acido-base (Bronsted-Lowry)3. Acidi e basi di Lewis4. Forza di acidi e basi. Le costanti di dissociazione acida ebasica5. La scala di pH6. Acidi e basi deboli7. Relazione tra Ka e Kb8. pH di acidi e basi deboli (esempi)9. Idrolisi salina acida e basica10. Soluzioni tampone11. Esercizi risolti12. Definizione di solubilità13. Costanti di equilibrio14. Esercizi
  • 3. Svante August ArrheniusAcidi e BasiDefinizione di Arrhenius (1887):acidi e basi sono composti che inacqua danno luogo a dissociazioneelettrolitica:Acido  H+(aq) + ...Base  OH-(aq) + ...Tipici acidi di Arrhenius: HCl, HNO3, HCN,...Tipiche basi di Arrhenius: NaOH, KOH, Ba(OH)2,…
  • 4. DefinizioniLo ione H3O+ si legacon legami a idrogenoad altre molecoled’acqua, formandouna miscela di speciedi formula generaleH(H2O)n+La carica dello ione H+ è altamente concentrata perchélo ione è molto piccolo. Quando un acido si scioglie inacqua, il protone rilasciato forma uno ione idronio (H3O+)legandosi covalentemente a una molecola d’acqua.
  • 5. NeutralizzazioneNa+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq)  H2O (l) + 55,9 kJ/molK+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq)  H2O (l) + 55,9 kJ/molK+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + NO3- (aq)  H2O (l) + 55,9 kJ/molIndipendentemente da quale acido forte e quale base fortereagiscono - e indipendentemente da quale sale si forma - ilcalore sviluppato dalla reazione è sempre lo stesso perché lareazione effettiva (neutralizzazione) è sempre la stessa:H+ (aq) + OH- (aq)  H2O (l) + 55,9 kJ/mol
  • 6. Acidi e basi di Arrhenius
  • 7. Insufficienza della definizione di Arrhenius:Molte basi, come per esempio NH3 , nonpossono formare OH-(aq) per semplicedissociazione elettrolitica.La reazione acido-base deve essere di tipodiverso.
  • 8. Definizione di Brønsted e Lowry(per acidi e basi in soluzioni acquose)Acido = donatore di protoniBase = accettore di protoni
  • 9. Estrazione di un protone dall’acqua per operadella metilammina
  • 10. Trasferimento protonico in una reazioneacido-base di Brønsted-Lowry
  • 11. HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq)acido 1 base 1 acido 2base 2acido nitroso ione nitrito ione idrossonioCoppie acido-base coniugati
  • 12. NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)ammoniacabase 1 base 2acido 2 acido 1ione ammonio ione ossidrile
  • 13. La teoria di LewisEs. Acidi di Lewis : BF3, AlCl3, Al(OH)3, H+, Na+, SO4– (strutture che presentanola possibilità di ospitare doppietti elettronici)Es. Basi di Lewis: NH3, OH-, H2O, Cl- (strutture che possiedono un “lone pair”)Per Lewis (1875-1946), il carattere basico di una sostanza è conferito dallapresenza di almeno un doppietto elettronico disponibile per formare un legamedativo con unaltra specie chimica che funziona da acidoAcido = composto in grado di accettare un doppiettodi elettroni per formare un legame dativoBase = composto in grado di cedere un doppiettoelettronico per formare un legame dativo
  • 14. Dissociazione di acidi fortiQuando un acido forte si scioglie in acqua, esso si dissociacompletamente, producendo ioni H3O+(aq) e A-(aq); alla finedella reazione sono pressoché assenti le molecole di HA.
  • 15. Dissociazione di acidi deboliQuando un acido debole si scioglie in acqua, esso rimane inprevalenza indissociato, producendo relativamente pochi ioniH3O+(aq) e A-(aq).
  • 16. La costante di dissociazione acida KaPoiché le variazioni di concentrazione di H2O a seguito delladissociazione di HA sono trascurabili, ossia [H2O] ≈ costante, sipuò definire una nuova costante di equilibrio, detta costante didissociazione acida (o costante di ionizzazione acida) Ka:HA (aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq)]][[][][23OHHAOHA -KC][][][][ 32HAOHAOH- KK aCKa dipende dalla temperatura e indica la posizione dell’equilibriodella reazione: acido più forte → [H3O+] più alta → Ka maggiore
  • 17. HClO2 (aq) + H2O (l) ⇄ ClO2-(aq) + H3O+(aq)]HClO[]OH[]ClO[232a-KN2H2 (aq) + H2O (l) ⇄ N2H3+(aq) + OH-(aq)]HN[]OH[]HN[2232b-KCostante di dissociazione acida e basica
  • 18. Autoprotolisi dell’acquaKw(25°C) = [H3O+] · [OH-] = 1.0·10-14Costante di autoprotolisi dell’acqua
  • 19. 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)A 25°C si ha Kw = 10-14Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-]Soluzione acida: [H3O+] > [OH-]Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]][][K 3- OHOHwKw =Prodotto ionico dell’acqua
  • 20. Soluzione neutra:Soluzione acida:Soluzione basica:w3 ]OH[]OH[ K -ww OH;OH K][K][ 3  -]OH[]OH[ 3w-Kww3 ]OH[;]OH[ KK  -
  • 21. a T = 25°C100 10-2 10-4 10-610-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-1410-9 10-11 10-13soluzione acida soluzione basicasoluzioneneutraKw[H3O+] > [OH-] [H3O+] < [OH-][H3O+][H3O+] > 10-7[OH-] < 10-7[H3O+] < 10-7[OH-] > 10-7[H3O+] = [OH-] = 10-7
  • 22. a T = 25°C100 10-2 10-4 10-610-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-1410-9 10-11 10-13soluzione acida soluzione basicasoluzioneneutra[H3O+][H3O+] > 10-7[OH-] < 10-7pH < 7[H3O+] < 10-7[OH-] > 10-7pH > 7[H3O+] = [OH-] = 10-7pH = 7pH < pOH pH > pOH]OH[logpH 310- ]OH[logpOH 10--0 2 4 61 3 5 7 8 10 12 149 11 13pH
  • 23. La relazione tra Ka e pKapKa = - Log10(Ka)
  • 24. Analizziamo i casi più frequenti Acido forte Base forte Acido debole Base debole Idrolisi Tampone
  • 25. Valori di Ka per alcuni acidi monoprotici
  • 26. Relazione tra Ka e Kb - Forza di acidi e basiKaKbKwKa = [A-][H3O+][HA]Kb = [OH-][HA][A-]Ka · Kb = [A-][H3O+]·[OH-][HA][HA] [A-]= Kw
  • 27. La relazione tra [H3O+], pH, [OH-] e pOHPoiché Kw è costante,[H3O+] e [OH-] sonointerdipendenti evariano in versiopposti quandoaumenta l’acidità o labasicità dellasoluzione acquosa.Il pH e il pOH sonointerdipendenti nellostesso modo:Kw=[H3O+][OH-]=10-14pH + pOH = 14
  • 28. L’effetto delle proprietà atomiche e molecolarisull’acidità degli idruri non metallici
  • 29. Le forze relative degli ossiacidi
  • 30. Acidità di cationi metallici: Al3+L’idrolisi degli ioni alluminio idratati produce ioni H3O+. Si ha trasferimento diun protone da una molecola di H2O coordinata ad una molecola di acqua noncoordinata.
  • 31. Acido debole (Ka < 1) in concentrazione caHA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq)(ca – x) x x]HA[]OH[]A[ 3a-K )xc(xa2a-KSe l’acido è così debole che x << ca, allora:aa3 c][A]O[H K -
  • 32. Base debole (Kb < 1) in concentrazione cbB(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq)(cb – x) x x]B[]OH[]BH[b-K)xc(xb2b-KSe la base è così debole che x << cb, allora:bbc][BH][OH K -
  • 33. Esercizi:Calcola il pH di una soluzione di acido acetico CH3COOH 0,01 M (Ka = 1,8·10-5)aa3 c][A]O[H K -
  • 34. L’ammoniaca è una base debole (Kb = 1,8·10-5). Calcola che conc.deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia10,04.] Kb b[OH c-
  • 35. H3PO4(aq) + H2O(l) ⇄ H2PO4-(aq) + H3O+(aq) K1 = 7,1 10-3H2PO4-(aq) + H2O(l) ⇄ HPO42-(aq) + H3O+(aq) K2 = 6,2 10-8HPO42-(aq) + H2O(l) ⇄ PO43-(aq) + H3O+(aq) K3 = 4,4 10-13H2CO3(aq) + H2O(l) ⇄ HCO3-(aq) + H3O+(aq) K1 = 4,7 10-7HCO3-(aq) + H2O(l) ⇄ CO32-(aq) + H3O+(aq) K2 = 4,7 10-11H2SO4(aq) + H2O(l) ⇄ HSO4-(aq) + H3O+(aq) K1 = ~102HSO4-(aq) + H2O(l) ⇄ SO42-(aq) + H3O+(aq) K2 = 1,2 10-2ACIDI POLIPROTICI
  • 36. IDROLISI DEI SALIL’idrolisi salina è una reazione acido base degli ioniformati per dissociazione elettrolitica di sali.Tipi di idrolisi salina soluzioni dei sali di acidi forti e basi forti dannoSOLUZIONE NEUTRA (per es. NaCl) soluzioni dei sali di acidi deboli e basi forti dannoSOLUZIONE BASICA (per es. CH3COONa) soluzioni dei sali di acidi forti e basi deboli dannoSOLUZIONE ACIDA (per es. NH4Cl)
  • 37. NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)in acqua non dàreazioni acido-baseCl- è la base coniugata diHCl, ma quest’ultimo è unacido così forte che Cl- è unabase con forza praticamentenullaNa+ è l’acido coniugato diNaOH, ma quest’ultimo èuna base così forte cheNa+ è un acido con forzapraticamente nullaSOLUZIONE NEUTRA: non c’è idrolisi
  • 38. NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq)NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo èuna base debole quindi…NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq)]NH[]OH[]NH[433a KIDROLISI ACIDA(Sali formati da acido forte + base debole)Reazione di Idrolisi acida:Kidrolisi = = Kw /Kb
  • 39. NaNO2(s)  Na+(aq) + NO2-(aq)NO2- è la base coniugata di HNO2, equest’ultimo è un acido debole quindi…NO2-(aq) + H2O(l) ⇄ HNO2(aq) + OH-(aq)]NO[]OH[]HNO[22b --KIDROLISI BASICA(Sali formati da acido debole + base forte)Reazione di Idrolisi basica:Kidrolisi = = Kw /Ka
  • 40. Esempio:Il problema è del tutto analogo al caso di una base debole.Conoscendo la Ka dellacido acetico (1.8 x 10-5), si determina la Kbdel sale dallaKa Kb = KwOvvero Kb = 10-14 / 1.8 x 10-5 = 5.56 x 10-10.A questo punto, utilizzando lasi calcola la [OH-] (=7.45 x 10-6), da cui il pOH = 5.13 e il pH = 8.87.] Kb b[OH c-Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acetato di sodio.
  • 41. Un soluzione con un acido debole e la sua baseconiugata, con ca e cb in quantità paragonabili, è unasoluzione tampone.Per esempio:NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)cacbL’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta lareazione a destraL’aggiunta di una piccola quantità di base sposta lareazione a sinistraIl pH non cambia molto in ambedue i casi, vediamo perché…
  • 42. )xc(x)xc(]HClO[]OH[]ClO[ab3a--Kse x << cax << cbes.HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq)conca ≈ cb, ovvero 0.1 < ca/cb < 10ca cbbaa3cc]OH[ Ka3ba ;c]OH[cK 
  • 43. Soluzioni Tampone: aggiunta di ioni H+( )---xcxcLogpKpHxcxcOHbaabaa103 K][
  • 44. Soluzioni Tampone: aggiunta di ioni OH----xcxcLogpKpHxcxcOHbaabaa103 K][TamponeAcido acetico/acetato:
  • 45. ESEMPIO 2:3 grammi di NaOH vengono mescolati con 15 grammi di HF(*) ed il volumeviene portato con acqua a 300 ml. Calcolare il pH della soluzione. Calcolareinoltre il pH (a) dopo l’aggiunta di 10 ml di NaOH 0,1 N; (b) dopo l’aggiunta di1,5 g di NaOH. La Ka per l’HF è 7,5 × 10-4.(*) L’acido HF è debole in acqua a causa della formazione di legami idrogeno con H2O
  • 46. Riepilogo:Acido debole:Base debole:Idrolisi acida:Idrolisi basica:aa3 c]O[H Kbbc][OH K-sbw3 c]O[HKKsawc][OHKK-
  • 47. Riepilogo:Tampone formato daun acido debole e lasua base coniugata:Tampone formato dauna base debole e ilsuo acido coniugato:baaccOH K][ 3 abbcc]OH[ K-
  • 48. Equilibri omogenei ed eterogenei Equilibrio omogeneo: equilibrio che coinvolge specie in una sola fase(gassosa, liquida, solida) Equilibrio eterogeneo: equilibrio che coinvolge specie in più di una fase
  • 49. EQUILIBRI DI SOLUBILITÀNaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)KOH(s)  K+(aq) + OH-(aq)Esempio di elettroliti forti (si dissociano completamente inioni) molto solubili:AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq)CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)Ni(OH)2(s) ⇄ Ni2+(aq) + 2 OH-(aq)Ca3(PO4)2(s) ⇄ 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)Esempio di elettroliti deboli(poco solubili):
  • 50.  Il prodotto di solubilità di un composto è dato dalprodotto delle concentrazioni dei suoi ioni costituenti,ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico. Tale quantità è costante, a T costante, per una soluzionesatura del composto. Soluzione satura = soluzione in presenza di corpo di fondo.Solubilità = quantità massima del soluto che si sciogliein un litro di soluzione, ad una certa temperatura.
  • 51. Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq)43123 ps32232ps1016,14102,64ss4s)s2(]CO[]Ag[---KKSolubilità (s, in mol ℓ-1) in acqua pura, a 25°C :2s s
  • 52. CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)59ps2232ps103,9107,8ss]CO[]Ca[---KKs sSolubilità (s, in mol ℓ-1) in acqua pura, a 25°C :
  • 53. Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)104364431049,427101,127K27)3(K--pspsssssSolubilità a 25 Cin acqua pura:s 3 s6303630ps30310ps101,110101,110s10s)10(s------KKSolubilità a 25 Cin [OH-]=10-10:(ovvero pH = 4)Solubilità di un sale in presenza di uno ione in comune:
  • 54. esercizioAd una soluzione contenente ioni Ca2+ e ioni Mg2+ entrambi inconcentrazione 1,70·10-4 M si aggiunge una soluzione contenente ioniCO32- in concentrazione 1,00·10-3 M.Dire se precipita CaCO3, MgCO3 o entrambi.Kps (CaCO3) = 1,7·10-8 Kps (MgCO3) = 2,6·10-5Perché si abbia precipitazione, il prodotto delle concentrazioni dei dueioni che danno il sale deve essere maggiore del prodotto di solubilità.[Ca2+] [CO32-] = 1,70·10-4 x 1,00·10-3 = 1,70·10-71,70·10-7 > Ks → precipita CaCO3[Mg2+] [CO32-] = 1,70·10-4 x 1,00·10-3 =1,70·10-71,70·10-7 < Ks → non precipita MgCO3