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ACIDI E BASI SI SCAMBIANO PROTONI - TEORIA ACIDI E BASI, LA IONIZZAZIONE DELL’ACQUA, Il pH, ANCHE I SALI FANNO CMBIARE IL pH, SOLUZIONI TAMPONE

ACIDI E BASI SI SCAMBIANO PROTONI - TEORIA ACIDI E BASI, LA IONIZZAZIONE DELL’ACQUA, Il pH, ANCHE I SALI FANNO CMBIARE IL pH, SOLUZIONI TAMPONE
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ACIDI E BASI SI SCAMBIANO PROTONI


Teoria acidi e basi


ARRHENIUS

Definizione:

Gli acidi sono sostanze che in acqua liberano ioni H+

Le basi sono sostanze che in acqua liberano ioni OH-




ACIDO:

HCl(g) à H+(aq) + Cl-(aq)   in acqua il cloruro di idrogeno si IONIZZA liberando ioni H+ e quindi secondo la teoria di Arrhenius è un ACIDO


BASE:

NaOH(s) à Na+(aq) + OH-(aq) in acqua l’idrossido di sodio si DISSOCIA liberando ioni OH- e quindi secondo la teoria di Arrhenius è una BASE


Lo ione idrogeno H+ è un PROTONE, la sua carica è cosi concentrata che esso può combinarsi istantaneamente con una molecola d’acqua a formare lo IONE IDRONIO H3O+.

Quindi la reazione di dissociazione del HCl è:

HCl + H2O à H3O++ Cl-


Gli acidi allo stato puro sono composti covalenti, non sono ionizzati e quindi non conducono elettricità, in acqua liberano ioni idrogeno e diventano conduttori


Le basi sono formate da un metallo e da un gruppo idrossido. Sono ionici già allo stato solido e dissociati in acqua (catione metallico + OH-) conducono elettricità.

Esistono basi che non contengono gruppi OH che se sciolte in acqua fanno crescere la concentrazione di OH- perché producono ioni idrossido:

:NH3 + H2O à NH4+ + OH-

Ammoniaca composto covalente


BRÖNSTED E LOWRY

Definizione:

Qualsiasi molecola o ione che può donare un protone è un acido,

qualsiasi molecola o ione che può accettare un protone è una base.


Ci deve essere sempre una reazione di trasferimento del protone, affinché le proprietà acide e basiche si manifestino.


ACIDO:

H2S + H2O à H3O+ + HS-

Un donatore di protoni è una qualsiasi sostanza che possiede atomi di H legati covalentemete ad altri atomi più elettronegativi.


BASE:

:NH3 + H2O à NH4+ + OH-


ACQUA è una sostanza ANFOTERE cioè si comporta da base (1° esempio) e da acido (2° esempio)


La reazione acido base può avvenire anche allo stato gassoso:

HCl(g) + :NH3(g) à NH4+Cl-


Conseguenza di questa teoria:

ACIDO + BASE à ACIDO + BASE


ACIDO che ha donato un coppia di elettroni si trasforma in una BASE CONIUGATA


BASE che ha accettato un coppia di elettroni si trasforma in un ACIDO CONIUGATO


Quindi la reazione sarà in equilibrio.


LEWIS

Definizione:

Si dicono acidi le sostanze (atomi, molecole o cationi) che possono accettare una coppia di elettroni

Si dicono basi le sostanze (atomi, molecole o anioni) che possono cedere una coppia di elettroni

CATIONI rendono la soluzione acida

Anioni rendono la soluzione basica


ACIDO:

Zn++ + 2H2O à Zn(OH)2 + 2H+


BASE:

CO3- + 2H2O à H2CO3 + 2OH-


LA IONIZZAZIONE DELL’ACQUA


L’acqua pura è un elettrolita debole e quindi un cattivo conduttore di elettricità. Al suo interno sono contenuti pochissimi ioni dovuti all’autoionizzazione dell’acqua:


H2O à H++ OH-


In quanto è all’equilibrio questa reazione ha una costante che è: Keq = 1.8 x 10-l6 quindi l’equilibrio spostato verso sinistra.

Il prodotto ionico dell’acqua è: Kw= 10-l4

Le concentrazioni degli ioni in acqua pura sono [H+]=[OH-]=10-7 M


[H+]=[OH-] AMBIENTE NEUTRO


[H+]>[OH-] AMBIENTE ACIDO


[H+]<[OH-] AMBIENTE BASICO


Il pH

Si definisce pH il logaritmo decimale negativo della concentrazione molare degli ioni H+

Neutro: pH = 7

Acido: pH < 7

Basico: pH > 7


Kw=  [H+] [OH-]

pKw=  pH + pOH

pH + pOH = 14


Esempio:

Calcolare il pH di una soluzione con concentrazione ioni H+ 0.01 M

pH= -log(1 x 10-2)= 2 acida


FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI


Gli acidi e le basi sono classificati in forti e deboli in base ai comportamenti che assumono in soluzione acquosa.

Acidi fortià acidi che in acqua si ionizzano completamente

Basi fortiàbasi che in acqua si dissociano completamente


Un esempio di acido debole è:

CH3COOH à H+ + CH3COO-

L’acido acetico in acqua libera pochi ioni, quindi la sua Keq è molto bassa e quindi l’equilibrio spostato a sinistra.




Un esempio di acido forte è:

HNO3 à H+ + NO3-


La soluzione di HNO3 è decisamente più acida della soluzione di acido acetico basta confrontare il pH delle due soluzioni 1 M:

HNO3  pH 0

CH3COOH pH= 2.4


Un esempio di base debole è:

:NH3 + H2O à NH4+ + OH-


Un esempio di base forte è:

NaOH(s) à Na+(aq) + OH-(aq)


La soluzione di NaOH(s) è decisamente più basica della soluzione di NH3 basta confrontare il pH delle due soluzioni 1 M:


NaOH pH= 14

NH3 pH= 11.6


L’equilibrio della reazione viene espresso dalla costante di ionizzazione per gli acidi e la costante di dissociazione per le basi. Più la costante è alta più l’acido o la base in acqua si ionizzano o si dissociano.



ANCHE I SALI FANNO CMBIARE IL pH

Anioni o cationi che derivano da acidi o basi forti non reagiscono con l’acqua q quindi non cambiano il pH.


Anioni o cationi che derivano da acidi o basi deboli reagiscono con l’acqua comportandosi rispettivamente da basi e da acidi.




KCNà K+ + CN-


CN- + H2O à HCN + OH-       BASICA


NH4Cl à NH4+ + Cl-e                                                                                                                             


NH4++ H2O à NH3+ H3O+      ACIDA


KCl à K+ + Cl- NO IDROLISI NEUTRA


Sale contiene un ANIONE che è la BASE CONIUGATA di un ACIDO DEBOLEà SOLUZIONI BASICHE


Sale contiene un CATIONE che è L’ACIDO CONIUGAT di una BASE DEBOLEà SOLUZIONI ACIDE


Fe+++ + H2O à FeOH++ + H+ (Acido per Lwis e Brosten-Lowry)

Uno ione a carica elevata e piccole dimensioni produce soluzioni la cui acidità si avvicina all’acido cloridrico, (in quanto è in grado di accettare una coppia di elettroni.)


Soluzioni tampone


L’acqua con modeste aggiunte di acidi o di basi cambia il suo pH repentinamente:

acqua + acido solforico pH da 7 a 3

acqua + biossido di carbonio pH da 7 a 6


Per frenare questo cambiamento si preparano soluzioni TAMPONE che resistono al cambiamento del pH per moderate dosi.


Le soluzioni tampone sono formante da: acido debole e la sua base congiunta forte, oppure da una base debole e dal suo acido coniugato forte.

i due partener della coppia devono essere in concentrazioni circa uguali


Esempio:



CH3COOH à CH3COO- + H+

Aumento concentrazione H+ che sono assorbiti dall’acido acetico che si forma

L’equilibrio si sposta verso sinistra

Piccola diminuzione pH


CH3COOH à CH3COO- +  H+

Aggiungo ioni OH+ che reagiscono con gli ioni H+ a dare l’acqua

L’equilibrio si sposta verso destra

Piccolo aumento pH







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