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ACIDI BASI E CALCOLO DEL PH, Appunti di Chimica

Chimica

reazione di dissociazione ionica, elettroliti, teoria di Arrhenius, teoria di Bronsted-Lowry, reazione di protolisi, composti anfoteri, acidi forti e deboli, basi forti e deboli, relazione tra Ka e Kb, Kw e pH, pH e pOH, idrolisi salina

Tipologia: Appunti

2022/2023

In vendita dal 25/01/2023

alessia.cristoforetti
alessia.cristoforetti 🇮🇹

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GLI ACIDI E LE BASI
LA REAZIONE DI DISSOCIAZIONE IONICA CONSISTE NELLA FORMAZIONE DI
IONI DI CARICA OPPOSTA
Molti composti chimici inorganici, quando sono presenti in soluzione acquosa, si trovano
sotto forma di ioni → la reazione mediante la quale acidi,basi esali solubili in acqua si
dissociano in ioni di carica elettrica opposta si chiama dissociazione ionica
DISSOCIAZIONI IONICA DEGLI ACIDI IN ACQUA
Acidi:composti molecolari polari (= tenuti insieme da
alcuni legami covalenti) che si possono dissociare
→ presentano una parziale separazione di cariche
elettriche, indicate con i simboli δ+eδ‒
Idracidi: idrogeno + alogeni
Ossiacidi: idrogeno + non metallo + ossigeno
Gli acidi messi in acqua si dissociano in: H++ NM-/NMO-
La separazione di carica è accentuata dalla presenza dei dipoli dell’acqua → l’acqua
tenderà a posizionare le sue cariche parzialmente positive (che si trovano sull’idrogeno)
dove le molecole disciolte in essa hanno le cariche parzialmente negative
→ viene accentuata la differenza di elettronegatività che c’è nella molecola di acido e si
formano i 2 ioni
DISSOCIAZIONI IONICA DELLE BASI E DEI SALI IN ACQUA
Sali solubili: composti formati da:
- metallo + non metallo →sale binario
- metallo + non metallo + ossigeno →sale ternario
I sali, essendo composti ionici, si dissociano in acqua in: M++ NM-/NMO-
Basi solubili =idrossidi solubili
Essendo composti ionici, si dissociano in acqua in: M++ OH-
Se si mette in acqua un idrossido non solubile non si dissocia → rimane nella sua forma
ionica aggregata, quindi non andrà ad influire sul pH della soluzione
ELETTROLITI
Gli acidi, le basi e i sali che in acqua, essendo dissociati in ioni, conducono la corrente
elettrica sono definiti elettroliti
La dissociazione può essere completa oparziale →il grado di dissociazione determina se
un elettrolita è forte odebole:
●elettroliti forti → la dissociazione va a completamento → equilibrio
completamente spostato a destra
isali sono elettroliti forti
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Scarica ACIDI BASI E CALCOLO DEL PH e più Appunti in PDF di Chimica solo su Docsity!

GLI ACIDI E LE BASI

LA REAZIONE DI DISSOCIAZIONE IONICA CONSISTE NELLA FORMAZIONE DI

IONI DI CARICA OPPOSTA

Molti composti chimici inorganici , quando sono presenti in soluzione acquosa, si trovano sotto forma di ioni → la reazione mediante la quale acidi , basi e sali solubili in acqua si dissociano in ioni di carica elettrica opposta si chiama dissociazione ionica DISSOCIAZIONI IONICA DEGLI ACIDI IN ACQUA Acidi : composti molecolari polari (= tenuti insieme da alcuni legami covalenti) che si possono dissociare → presentano una parziale separazione di cariche elettriche, indicate con i simboli δ+ e δ‒ Idracidi : idrogeno + alogeni Ossiacidi : idrogeno + non metallo + ossigeno Gli acidi messi in acqua si dissociano in: H++ NM-/NMO- La separazione di carica è accentuata dalla presenza dei dipoli dell’acqua → l’acqua tenderà a posizionare le sue cariche parzialmente positive (che si trovano sull’idrogeno) dove le molecole disciolte in essa hanno le cariche parzialmente negative → viene accentuata la differenza di elettronegatività che c’è nella molecola di acido e si formano i 2 ioni DISSOCIAZIONI IONICA DELLE BASI E DEI SALI IN ACQUA Sali solubili : composti formati da:

  • metallo + non metallo → sale binario
  • metallo + non metallo + ossigeno → sale ternario I sali, essendo composti ionici , si dissociano in acqua in: M++ NM-/NMO- Basi solubili = idrossidi solubili Essendo composti ionici, si dissociano in acqua in: M+^ + OH- Se si mette in acqua un idrossido non solubile non si dissocia → rimane nella sua forma ionica aggregata, quindi non andrà ad influire sul pH della soluzione

ELETTROLITI

Gli acidi , le basi e i sali che in acqua, essendo dissociati in ioni, conducono la corrente elettrica sono definiti elettroliti La dissociazione può essere completa o parziale → il grado di dissociazione determina se un elettrolita è forte o debole: ● elettroliti forti → la dissociazione va a completamento → equilibrio completamente spostato a destra i sali sono elettroliti forti

● elettroliti deboli → la dissociazione raggiunge un equilibrio prima di terminare ( = dissociazione parziale ) ● non elettroliti → non si dissociano → es. composti molecolari che non sono acidi

ACIDI E BASI: proprietà

Problema: la classificazione è basata su caratteristiche qualitative → serve una definizione univoca

TEORIA DI ARRHENIUS

La teoria che cerca di definire acidi e basi in modo univoco è la teoria di Arrhenius Osservazione: ● gli acidi (simbolo HA ) sono elettroliti che contengono almeno un idrogeno ● le basi (simbolo BOH ) sono elettroliti che contengono almeno un gruppo idrossido Definizione: ● acido → specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni H+ ● base → specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni OH- PROBLEMI DELLA TEORIA DI ARRHENIUS La teoria non spiega:

  • il comportamento acido di alcuni composti acidi ( CO 2 , SO 2 ), che non hanno atomi di idrogeno al loro interno
  • il comportamento basico di alcuni composti basici ( NH 3 , CaO ) che non hanno gruppi idrossido al loro interno Pertanto, le definizioni di Arrhenius vengono modificate: ● acido → specie chimica che in soluzione acquosa aumenta la concentrazione degli ioni idrogeno ● base → specie chimica che in soluzione acquosa aumenta la concentrazione degli ioni idrossido → queste definizioni sono problematiche perché non danno una definizione assoluta, ma una definizione in soluzione acquosa

ACIDI FORTI E DEBOLI

● acido forte → alta tendenza a cedere un protone → tenderà a essere sempre dissociato → equilibrio spostato a destra (Kc alto) ● acido debole → bassa tendenza a cedere un protone → tenderà a dissociarsi parzialmente → equilibrio spostato a sinistra (Kc basso) Maggiore è la tendenza a cedere un protone, tanto più l’ equilibrio di dissociazione è spostato a destra (→ Kc è alto) COSTANTE DI DISSOCIAZIONE ACIDA HA(aq) + H 2 O(l) ⇆ H 3 O+(aq) + A−(aq) Kc è dato dalla reazione: [H2O] è costante → l’acqua è un liquido puro Costante di dissociazione acida ( Ka ) o costante di ionizzazione acida o costante di acidità = Kc · [H 2 O] = Ka Sostituendo nella reazione precedente si ottiene: si scrive sempre a partire dalla dissociazione dell’acido in acqua Molto spesso nelle reazioni acido-base si può approssimare la concentrazione all’equilibrio a quella iniziale con acidi deboli perché sono un poco dissociati e la concentrazione, nonostante la dissociazione, varia poco Ka serve per confrontare le forze degli acidi → se aumenta Ka aumenta anche la forza di un acido Le basi coniugate degli acidi forti non hanno tendenza ad accettare un protone e sono quindi basi molto deboli → tanto più debole è un acido, tanto più forte è la sua base coniugata

ACIDI POLIPROTICI

Acidi poliprotici: acidi che possono donare più di un H+^ → dissociazione graduale Ka3 < Ka2 < Ka

BASI FORTI E DEBOLI

● base forte → alta tendenza ad accettare un protone → equilibrio spostato a destra (Kc alto) ● base debole → bassa tendenza ad accettare un protone → equilibrio spostato a sinistra (Kc basso) Maggiore è la tendenza ad accettare un protone, tanto più l’ equilibrio di protonazione è spostato a destra (→ Kc è alto) COSTANTE DI DISSOCIAZIONE BASICA B(aq) + H 2 O(l) ⇆ BH+(aq) + OH−(aq) Kc è dato dalla reazione: [H2O] è costante → l’acqua è un liquido puro Costante di dissociazione basica ( Kb ) o costante di ionizzazione basica o costante di basicità = Kc · [H 2 O] = Kb Sostituendo nella reazione precedente si ottiene: si scrive sempre a partire dalla dissociazione della base in acqua Kb serve per confrontare le forze delle basi → se aumenta Kb aumenta anche la forza di una base Gli acidi coniugati delle basi forti non hanno tendenza a cedere un protone e sono quindi acidi molto deboli → tanto più debole è una base, tanto più forte è il suo acido coniugato

BASI POLIPROTICHE

Basi poliprotiche: basi che possono accettare più di un H+^ → protonazione graduale Kb3 < Kb2 < Kb

● se si aggiunge una base → nell’equazione aumentano gli ione OH-^ perchè una base in acqua acquisisce ioni H+^ → ioni OH-^ diventeranno maggiori di 10-7^ mol/L se si aggiunge alla reazione OH- , essa li consuma, consumando anche H 3 O+^ → Kw rimane costante L’ aumento della concentrazione di uno ione (H 3 O+^ o OH−) determina la diminuzione della concentrazione dell’altro, poiché Kw è costante in tutte le soluzioni acquose pH DELLE SOLUZIONI ACIDE, NEUTRE E BASICHE USANDO KW ● soluzione acida : [H 3 O+] > [OH−] quindi [H 3 O+] > 1,0 · 10−7^ mol/L → pH < ● soluzione neutra : [H 3 O+] =[OH−] quindi [H 3 O+] = 1,0 · 10−7^ mol/L → pH = 7 ● soluzione basica : [H 3 O+] <[OH−] quindi [H 3 O+] < 1,0 · 10−7^ mol/L → pH > 7

IL pH

Il pH è un modo per misurare l’acidità → la sua formula è: pH = -log [H 3 O+] Dal valore del pH si può calcolare la concentrazione degli ioni H 3 O+^ mediante la relazione: [H 3 O+] = 1,0 x 10-pH Il pOH è la concentrazione degli ioni OH-^ → la sua formula è: pOH = -log [OH-] Essendo che: [H 3 O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14^ → per le proprietà dei logaritmi: pH + pOH = 14 SCALA DI pH E pOH CALCOLARE IL pH DI ACIDI E BASI FORTI ● acidi forti monoprotici ( HClO 4 , HNO 3 , HCl , HBr , HI ) che sono completamente dissociati in ioni → [H 3 O+] = [Ca]iniziale ● basi forti dei metalli alcalini → [OH−] = [Cb]iniziale ● basi forti dei metalli alcalino-terrosi (tranne il berillio) → [OH−] = 2 [Cb]iniziale CALCOLARE IL pH DI ACIDI E BASI DEBOLI Bisogna considerare Ka o Kb perchè la dissociazione non è completa → Poiché:

  • [H 3 O+] = [A-]
  • [HA]iniziale = [HA]eq → l’acido è debole quindi la quantità di molecole che si dissociano è molto piccola

allora: ddCa = concentrazione molare della specie di partenza = [HA]i con lo stesso ragionamento si può ricavare:

IDROLISI SALINA: SALE IN ACQUA FA VARIARE IL pH

Sali solubili in acqua → completamente dissociati → i loro ioni possono reagire con l’acqua Idrolisi salina : fenomeno per cui in alcuni casi, quando si mette il sale nell’acqua, il pH può variare → la variazione dipende dall’origine degli ioni che si dissociano NH 4 Cl → NH 4 +^ + Cl-

  • catione da base debole → idrolisi acida → Na 4 +^ + H 2 O ⇆ NH 3 + H 3 O+
  • anione da acido forte Na 2 CO 3 → 2 Na+^ + CO 3 2-
  • catione da base forte
  • anione da acido debole → idrolisi basica → CO 3 2-^ + H 2 O ⇆ HCO 3 -^ + OH-
  • catione da base debole
  • anione da acido debole idrolisi dipende da Ka e Kb dei coniugati: ● Ka>Kb acida ● Ka = Kb neutra ● Ka < Kb basica NaCl → Na+^ + Cl-
  • catione da base forte
  • anione da acido forte