Acidi e basi - appunti POLIMI, Appunti di Chimica Inorganica

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APPUNTI DI

CHIMICA

ACIDI E BASI

a.a. 2020 / 2021 Politecnico di Milano Corso di studi in Ingegneria Meccanica

Definizioni:

1. Arrhenius :

• è acida ogni sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni H+
• è basica ogni sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni OH-

2. Bronsted-Lowry :

• le reazioni acido-base coinvolgono il trasferimento di ioni H+ da una sostanza all’altra
• un acido è una sostanza che può donare un protone, uno ione H+
• una base è una sostanza che può accettare un protone, uno ione H+
• una sostanza si comporta come un acido se si trova in presenza di un’altra sostanza che si comporta simultaneamente da base
• un acido e una base rappresentano una coppia acido-base coniugata se differiscono per un protone, uno ione H+

3. Lewis :

• un acido è una sostanza che accetta una o più coppie di elettroni, ha un orbitale vuoto
• una base è una sostanza che dona una o più coppie di elettroni
• AlCl 3 per Lewis è un acido poiché può accettare una coppia di elettroni da Cl 2 (base per Lewis) per formare AlCl 4 - Sostanze anfotere / anfiprotiche : sostanze che possono essere sia acidi che basi a seconda delle condizioni della reazione (CH 3 COOH(aq), H 2 O(l), H 2 CO 3 (aq) ) Sostanze poliprotiche : sostanze che possono cedere o ricevere più di un protone (H 2 CO 3 (aq), CO 2 (g), H 2 SO 4 (aq), H 2 S, H 3 PO 4 , H 2 C 2 O 4 ) Una reazione che avviene tra un acido e una base porta alla formazione (di acqua e) di un sale mediante reazioni di neutralizzazione

Se la costante di equilibrio è K < 1, l’equilibrio è spostato verso i reagenti Se la costante di equilibrio è K > 1, l’equilibrio è spostato verso i prodotti Autoprotolisi dell’acqua: H 2 O(l) + H 2 O (l)  H 3 O+(aq) + OH-(aq) Costante di dissociazione dell’acqua: Kw = 1 * 10 -^14

pH e pOH

pH = - log 10 [H3O +^ ] pOH = - log 10 [OH -^ ] Per l’acqua pura: pH = pOH = 7 In ambiente acido: 1 < pH < 7 In ambiente basico: 7 < pH < 14 In ambiente neutro: pH = 7 Per una coppia coniugata acido-base: Kw = Ka * Kb pKa + pKb = 14 Per gli acidi poliprotici il valore della prima costante di dissociazione acida è sempre maggiore del valore delle successive costanti di dissociazione; discorso analogo vale per le basi poliprotiche. Il composto X – O – H sarà: ➔ acido se X è più elettronegativo di H; O attrae a sé gli elettroni che lo legano a H; sarà liberato lo ione H+ ➔ basico se X è meno elettronegativo di H; O attrae a sé gli elettroni che lo legano ad X; sarà liberato lo ione OH- Per un acido forte: pH = - log 10 [acido iniziale] Per una base forte: pH = - log 10 (1,0 * 10

• 14 / [base iniziale] ) oppure pH = 14 – pOH con pOH = - log 10 [base iniziale] Per un acido debole: pH = - log 10 ( (^) √Ka ∗ [𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜] 2 ) Per una base debole: pOH = - log 10 ( (^) √Kb ∗ [𝑏𝑎𝑠𝑒𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜] 2 ) !!! Queste ultime due formule possono essere utilizzate solo se la concentrazione all’equilibrio è minore del 5% della concentrazione iniziale

Titolazione acido - base

• Titolazione = operazione il cui scopo è determinare il titolo / la concentrazione di una soluzione
• Consiste nell’aggiungere volumi noti di una soluzione a concentrazione nota di un titolante ad un volume noto di una soluzione a concentrazione ignota
• Una titolazione termina al punto equivalente, ovvero quando le moli di titolante eguagliano quelle della sostanza da titolare (M 1 V 1 = M 2 V 2 ); al punto equivalente vi è un brusco cambio di pH portando la soluzione a cambiare colore per la presenza di indicatori di pH
• Gli indicatori di pH sono acidi deboli, le cui molecole assumono colori diversi a seconda che siano in forma dissociata o indissociata, dal cui colore è possibile risalire al pH della soluzione
• Il pH al quale un indicatore cambia colore si chiama pH di viraggio pH (^) di viraggio = - log (Ka (^) indicatore) = pKa (^) indicatore Per titolazioni acido forte – base debole il pH del punto equivalente sarà 7 Per titolazioni acido debole – base forte si creano delle soluzioni tampone in cui convivono acidi e basi: il pH si si calcolerà come 𝑝𝐾𝑎 + log [𝑏𝑎𝑠𝑒] [𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜]

Equilibri di solubilità

• Processi di equilibrio che si realizzano in soluzione (generalmente acquosa) quando il soluto è un solido
• Soluzione satura = soluzione che esiste in equilibrio tra soluto disciolto e soluto che si sta sciogliendo
• Solubilità S: quantità di soluto di una certa sostanza che può essere sciolta in un litro di soluzione satura ad una certa temperatura
• Un composto è: ✓ solubile se la quantità di composto che si scioglie è > 10 g/l ✓ insolubile se la quantità di composto che si scioglie è < 10 g/l ✓ parzialmente solubile se la quantità di composto che si scioglie è compresa tra 0,1 e 10 g/l
• Prodotto di solubilità: Kps = [A m+] n^ * [B n-] m per AnBM (s) + H2O (l)  n A m+ + m B n- La Kps mostra la solubilità di un composto: se Kps è grande, l’equilibrio è spostato verso i prodotti; se Kps è piccola, l’equilibrio sarà spostato verso i reagenti