Acidi e basi

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Categoria:	Chimica
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ACIDI E BASI

ACIDI : hanno sapore aspro, sono in grado di sciogliere alcuni metalli, cambiano il colore del
tornasole dal blu al rosso, reagiscono con le basi.
BASI : hanno sapore amaro, sono viscide al tatto, cambiano il colore del tornasole dal rosso al
blu, reagiscono con gli acidi.

ARRHENIUS

ACIDO : sostanza che libera ioni H+ in soluzione acquosa.
BASE : sostanza che libera ioni OH- in soluzione acquosa.

BRONSTED – LOWRY

ACIDO : sostanza in grado di cedere nelle reazioni chimiche ioni idrogeno (protoni). Cioè si rompe un legame covalente tra idrogeno e un altro atomo liberando H+.
BASE : sostanza in grado di acquistare nelle reazioni chimiche ioni idrogeno (protoni). Cioè le basi hanno un doppietto elettronico non condiviso disponibile per formare un legame covalente con un protone .

REAZIONE ACIDO – BASE

In questo tipo di reazione l’acido cede un protone e la base acquista un protone.

H – A + :B H – B + :A

Analizzando questa reazione nel senso della freccia:
• L’acido cede un protone ad una specie che è capace di legarsi al protone più stabilmente dell’acido originario. Quindi il nuovo acido che si è formato H–B è più stabile e quindi più debole di H-A; cioè avendo formato un legame più forte con il protone H+, ha meno tendenza a cederlo rispetto all’acido originario H-A.
Analogamente anche la base B originaria è più forte della base finale A; cioè B ha più tendenza ad acquistare protoni rispetto ad A
Ogni acido, come conseguenza della teoria di BRONSTED – LOWRY, avrà una base corrispondente ed ogni base avrà un acido corrispondente.
Questa coppia acido - base si chiama coppia coniugata.
Cioè l’acido che perde il protone si trasforma nella sua base coniugata e la base che acquista il protone si trasforma nel suo acido coniugato.
- 1 protone
H-A :A
acido 1 base coniugata 1
+ 1 protone
B H-B
base 2 acido coniugato 2

Dissociazione dell’acqua e pH
L’acqua è pochissimo dissociata in ioni. La sua conducibilità, allo stato puro è perciò straordinariamente bassa. l'acqua si deve perciò considerare come un elettrolita molto debole.
L’equilibrio di dissociazione dell’acqua è il seguente:

H2O H+ + OH-
La costante di dissociazione sarà:

Il valore [H2O] espresso in moli/litro è di 55,34 (ottenuto dividendo i grammi di acqua non dissociata 997g presenti in un litro di acqua, per la mole dell’acqua 18,05 : grammi /mole = numero di moli ; numero di moli in un litro = molarità.
L’equilibrio risulta quindi spostato decisamente verso sinistra; dato che la dissociazione è bassissima, il valore [H2O] si può considerare una costante e può essere inglobato nel valore di K.
1,8x10-16 x [H2O] = 1,8x10-16 x 55,34 = 10-14
Si ottiene così una nuova costante indicata dal simbolo Kw che prende il nome di prodotto ionico dell’acqua.

Kw = [H+] x [OH-] = 10-14 da cui:
[H+] = [OH-] = 10-7

Per evitare l’uso di esponenti negativi e di numeri molto piccoli la concentrazione degli ioni H+ e OH si esprime mediante i logaritmi. Si chiama pH il cologaritmo della concentrazione degli ioni H+
pH = - log [H+]
per l’acqua avremo: pH = - log [H+] =- - log 10-7 = 7

Le soluzioni che presentano [H+] = 10-7 ossia pH 7 sono neutre
Con pH < 7 sono acide
Con pH > 7 sono basiche

Concentrazione H+
Concentrazione OH-
pH
100 = 1
10-14

10-1
10-13
1
10-2
10-12
2
10-3
10-11
3
10-4
10-10
4
10-5
10-9
5
10-6
10-8
6
10-7
10-7
7
10-8
10-6
8
10-9
10-5
9
10-10
10-4
10
10-11
10-3
11
10-12
10-2
12
10-13
10-1
13
10-14
100 = 1
14
pH e pK
Nelle soluzioni acquose diluite il prodotto della concentrazione degli ioni H3O+ e OH- risulta costante. Se introduco un acido o una base o un sale non neutro, la concentrazione singola degli ioni H3O+ e OH- cambia, ma non cambia il prodotto delle loro concentrazioni (= 10-14).

kW = kH3O++ OH-- = 10-7- 10-7- = 10-14 prodotto ionico dell’acqua

log. Kw = log. lH3O++ OH--

log. Kw = log. lH3O++ + log OH--

colog Kw = colog cH3O++ + colog OH--

pKw = pH + pOH- .

Dato che Kw = 10-14 allora log Kw = -14, pKw = 14

All’equilibrio il pkW è sempre uguale a 14, infatti il kW è sempre 10-14.

Quindi il pH e il pOH possono variare da 0 a 14 (vedi tabella):
se pH = 13 pOH = 1
se pH = 7 pOH = 7
pH = 1 pOH = 13
pH = 0 pOH = 14

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE DI UN ACIDO Ka

HCl H+ + Cl-

Ka =

Log Ka = log
Log Ka = log LH++ + log Cl-- - log HClH
log Ka = - log lH++ - log Cl-- + log HClH
pK = pH - log pCl-- + log HClH.
Il pK sarà uguale al pH quando ICl-- è uguale a HClH.
Per cui - log PCl-- + log HClH risulta uguale a 0.
Cioè il pH è uguale al pK quando l’acido è dissociato per metà.
Quanto più alta è la Ka tanto più piccolo è il pK e tanto più dissociato è l’acido.

Calcolo del pH per gli acidi forti
Si determina tenendo presente che per gli acidi forti (completamente dissociati) la [H+] è uguale alla normalità dell’acido
Es.: una soluzione 1 N di H2SO4 (cioè 49 grammi per litro) contiene 1 grammoione /litro di H+ cioè : [H+] = 1
una soluzione 0,1 N di H2SO4 (cioè 4,9 grammi per litro) contiene 0,1 grammoioni/litro di H+ cioè [H+] = 0,1
Es: HCl N/100 (o 1/100N o 0,01N o 10-2N): [H+] = normalità = 10-2
pH = - log 10-2 = 2
Calcolo del pH per acidi e basi deboli
Per gli acidi e basi deboli il calcolo del pH è dato dalla seguente espressione:

dove KA è la costante di dissociazione dell’acido o base debole e CA è la concentrazione dell’acido.
Quindi per il calcolo del pH di acidi e basi deboli bisogna conoscere la costante di dissociazione e la concentrazione. Infatti:
1) HA H+ + A-
da cui:
2)
Dal momento che [H+] = [A-], come risulta dalla reazione di equilibrio 1), allora [H+]x [A-] = [H+]2 .Sostituendo nella 2)
3)
Ma dell’acido non dissociato [HA] ,essendo l’acido debole, si può considerare con buona approssimazione uguale alla concentrazione dell’acido di partenza CA
[HA] [ CA
Quindi sostituendo nella 3)
4) da cui
5)
Es.
Calcolare il pH di una soluzione di CH3COOH 0,1 N sapendo che la sua KA = 10-5
= 10-3 pH = - log 10-3 = 3
1

2