ACIDI E BASI

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ACIDI E BASI
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• LA NATURA DEGLI ACIDI E DELLE BASI
• Teoria di Arrhenius sono acide (basiche) tutte
  quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci
  di dissociarsi formando ioni H (OH-).
• Teoria di Brønsted-Lowry un acido (base) è un
  donatore (accettore) di protoni.
• La base coniugata di un acido è la base che
  si forma quando lacido perde un protone. Lacido
  coniugato di una base è lacido che si forma
  quando la base accetta un protone.

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Esempio. Nelle seguenti reazioni, qual è lacido
e quale la base?
Coppia coniugata acido-base
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• Teoria di Lewis un acido (base) è una qualsiasi
  sostanza capace di accettare (donare) una coppia
  di elettroni di non-legame

Quando una base di Lewis offre una coppia
elettronica ad un acido di Lewis allora si forma
un legame covalente coordinato.
Esempio
Lo ione ossido è una base di Lewis in grado di
formare un legame covalente coordinato con il
protone (acido di Lewis)
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Molti ossidi non-metallici sono ACIDI di LEWIS
Acido di Lewis
Base di Lewis
Acido di Brønsted
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L'autoionizzazione dell'acqua
H2O H2O H3O OH
H3OOH K H2O2
KH2O2 Kw H3OOH
prodotto ionico dell'acqua
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Scala di pH
Si definisce pH il logaritmo negativo della
concentrazione molare degli ioni idrogeno
pH log H3O
H3O 10-pH
se pH lt 7 acida
se pH 7 neutra
se pH gt 7 alcalina (o basica)
il pH può essere rispettivamente minore di 0 o
maggiore di 14
se H3O gt 1 M, il pH lt 0
se OH gt 1 M, il pH gt 14
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Esempio. Calcolare il pK, pH e pOH di una
soluzione neutra di acqua a 25C.
Kw H3OOH 1014
pKw -log Kw -log (10-14) 14
Poiché la soluzione è neutra OH H3O
Kw H3OOH OH2 H3O2
1014
pOH pH 7
pKw -log Kw -log (H3OOH-)
-logH3O - logOH-
pH pOH
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Il pH di soluzioni di acidi forti, o di basi
forti
pH, di una soluzione di HA 0,1 M
HA H2O ? H3O A
H3O HA
pH log H3O log HA
per soluzioni di acidi forti monoprotici la
concentrazione degli ioni idrogeno è pari alla
concentrazione molare dellacido stesso
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Calcolare il pH e la concentrazione delle specie
ioniche in una soluzione 8,6210-1 M dellacido
forte HClO4.
HClO4 H2O ? H3O ClO4
8,6210-1 mol HClO4 mol H3O mol ClO4
H3O ClO4 8,6210-1M
pH log H3O log (8,6210-1M) 0,0645
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La forza degli acidi e delle basi
forza acida di un qualsiasi acido HA è data dal
valore numerico più o meno elevato della costante
di equilibrio della reazione
Ka costante di dissociazione, o costante di
ionizzazione, dell'acido
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più elevato è il valore di Ka, più l'acido è
forte, più tende a dissociarsi
Acido Ka pKa
Acido solforoso H2SO3 1,5 x 10-2 1,81
Acido nitroso HNO2 4,3 x 10-4 3,37
Acido acetico CH3COOH 1,8 x 10-5 4,75
Acido carbonico H2CO3 4,3 x 10-7 6,37
Tanto più elevato è il pKa tanto più debole è
lacido
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Analogamente, per una base debole B vale
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Coppie coniugate acido-base

• Più lacido è forte più la sua base coniugata è
  debole
• piu la base è forte più il suo acido coniugato è
  debole.

Ka x Kb Kw pKa pKb 14
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Il pH di soluzioni di acidi deboli o di basi
deboli
pH, di una soluzione di HA, acido debole
Co concentrazione molare iniziale
HA H2O H3O A
AH3O Ka HA
A equilibrio raggiunto, quali sono le
concentrazioni, delle specie H3O, A, HA ?
le possibili fonti di ioni H3O sono due
la dissociazione dell'acido
l'autoionizzazione dell'acqua
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lautoionizzazione dellacqua trascurabile,
quindi tutti gli ioni H3O presenti in soluzione
provengono dalla dissociazione dell'acido
Incognita
H3O A
H3O2 ? HA
AH3O Ka HA
Incognita
1.Considerazione. Ka è piccola la reazione di
dissociazione dell'acido decorre in misura esigua
H3O2 Ka ?
HA
H3O2 ? C0
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il pH di soluzioni di acidi deboli
pH 1/2 pKa - 1/2 logC0
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dato l'esiguo valore di Kb, si può approssimare
che
Bequilibrio Co Bdissociata Co
BHformatosi Co OH ? Co
BHOH Kb B

• OH2
• B

• OH2
• Co

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Esempio. Calcolare il pH in una soluzione 1,00 M
di acido acetico sapendo che la sua costante di
dissociazione è Ka 1,85105.
CH3COOH H2O CH3COO H3O
CH3COOH3O Ka
1,85105 CH3COOH
pH log H3O log (4,3010-3 M) 2,366
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Lammoniaca è una base debole con Kb 1,79105.
Calcolare quale concentrazione deve avere una
soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia
11,040.
NH3 H2O NH4 OH-
NH4OH- Kb 1,79105
NH3
H3O 1011,040 9,121012 M
OH Kw / H3O 1,00 1014/ 9,1210-12
1,1010-3 M
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OSSIDI ACIDI, BASICI E ANFOTERI

• Un ossido acido è
• un ossido che reagisce con acqua dando un acido
  di Brønsted
• un ossido che reagisce con le basi per dare acqua
  e sale
• un composto molecolare
• è formato da un non-metallo.
• Un ossido basico è
• un ossido che reagisce con acqua dando una base
  di Brønsted
• un ossido che reagisce con gli acidi per dare
  acqua e sale
• un composto ionico
• è formato da un metallo.