1 ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890) Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H + HA → H + + A - HCl H + + Cl - acido cloridrico H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2 - acido solforico Base sostanza che contiene gruppi OH - e che in acqua libera ioni OH - MOH → M + + OH - Na OH Na + + OH - idrossido di sodio Ca (OH) 2 Ca 2+ + 2 OH - idrossido di calcio caratteristiche degli acidi: sapore ‘acido’ (agro, aspro), corrosivi caratteristiche delle basi: sapore ‘metallico’, corrosive, lisciviose, saponose al tatto Lezione 21 Acidi e basi, pH
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1 ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890) Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H + HA H + + A - HCl H + + Cl - acido cloridrico.
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ACIDI e BASI: Teoria di Arrhenius (1880-1890)
Acido sostanza che contiene idrogeno e che in acqua libera ioni H+
HA → H+ + A-
HCl H+ + Cl- acido cloridricoH2SO4 2 H+ + SO4
2- acido solforico
Base sostanza che contiene gruppi OH- e che in acqua libera ioni OH-
MOH → M+ + OH-
Na OH Na+ + OH- idrossido di sodio Ca (OH)2 Ca2+ + 2 OH- idrossido di calcio
caratteristiche degli acidi: sapore ‘acido’ (agro, aspro), corrosivi caratteristiche delle basi: sapore ‘metallico’, corrosive, lisciviose, saponose al tatto
Lezione 21 Acidi e basi, pH
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normalmente Acido + acido non reagiscono Base + base non reagiscono Acido + base → sale reagiscono (neutralizzazione) HA + MOH → MA + H2O
H+ + A- + M+ + OH- → M+ + A- + H2O acido base sale
H+ + OH- → H2O
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L’acqua nelle reazioni acido-base. Il pH
H2O H+ + OH-
+ H+
2 H2O H3O+ + OH-
“dissociazione dell’acqua”, reazione di autodissociazione o autoprotolisi
O
HH
+OH H
H
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H2O H+ + OH-
2 H2O H3O+ + OH-
Kc = [OH-][ H3O+] /[H2O]2 = 3,25.10-18 a 25°C
[H2O] è ca. costante [H2O] = moli/V = [1000g/(18.015 g/mole)]/1L = 55.51 moli/l
Kw = Kc [H2O]2 = [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14 M2 a 25°C
Kw = [H3O+] [OH-] = costante di autoprotolisi o prodotto ionico dell’acqua
pKw = - log Kw = - log (1,0 x 10-14 ) = 14,00
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Acqua pura : [H3O+]=[OH-]
Kw = 1.10-14= [H3O+][OH-]=[H3O+]2
[H3O+] = = 1,00.10-7 M
il pH è uguale al logaritmo decimale, cambiato di segno, del valore numerico della molarità degli ioni H3O+
Dissociazione degli acidi e delle basi. Grado di dissociazione e pH
Acidi forti sono completamente dissociati
[H3O+] = [HA]° per [HA]° > 1.10-6 M
pH = -log [H3O+] = -log [HA]°
per acidi biprotici completamente dissociati
[H3O+] = 2 [HA]°
pH = -log [H3O+] = -log 2 [HA]°
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Basi forti sono completamente dissociate
[ OH -] = [B]° per [B]° > 1.10-6 M
essendo Kw = [H3O+] [ OH -] = 1.10-14
[H3O+] = 1.10-14/ [ OH -] = 1.10-14/ [B]°
log [H3O+] = log 1.10-14 – log [B]°
pH = -log [H3O+] = - log 1.10-14 + log [B]° =
= 14 + log [B]°
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Acidi deboli e basi deboli sono parzialmente dissociati ed il loro grado di dissociazione aumenta con la diluizione - Calcoli del pHAcido debole
HA + H2O H3O+ + A-
HA H3O+ A-
Inizio C°HA 1.10-7 -
Equilibrio C°HA –x 1.10-7+ x x
Ka = x2/(C°HA -x ) nota Ka, risolvo eq. II° grado in x
x = [H3O+ ]
pH = -log [H3O+ ] = -log xcontinua
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Si può trascurare x rispetto a C°HA : la risoluzione risulta più semplice ( semplificazione consentita per concentrazioni non troppo basse di HA in quanto la dissociazione aumenta all’aumentare della diluizione)
Ka = x2/(C°HA -x )
Ka = x2/C°HA
x2 = Ka C°HA
x = Ka C°HA
oppure
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HA + H2O H3O+ + A-
HA H3O+ A-
Inizio C°HA - -
equilibrio C°HA(1-) C°
HA C°HA
essendo= x / C°HA
Ka = C°HA 2/ (1-) nota Ka, risolvo eq di II°grado in
essendo [H3O+ ] = C°HA
pH = -log [H3O+ ] = -log(C°HA )
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Esercizio1 (es 10 del 24/2/03)
Calcolare il pH a 25°C di una soluzione acquosa di acido nitroso HNO2 0,025 M, sapendo che la Ka dell’acido è 7,1.10-4 a 25°C.
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HNO2+ H2O H3O+ + NO2-
Ka = [H3O+ ] [NO2- ] / [HNO2]
HNO2 H3O+ NO2-
Inizio 2,5.10-2 - -
Equil. 2,5.10-2 –x x x
Ka = 7,1.10-4 = x2 / 2,5.10-2 –x
continua
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7,1.10-4 . 2,5.10-2 = x2
x= 4,21. 10-3
pH = 2,36 = 2,4
risolvendo eq di II° grado
7,1.10-4 (2,5.10-2 –x) = x2
x =3,86.10-3
pH = log 3,86. 10-3 = 2,41 = 2,4
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Esercizio 2Calcolare la concentrazione di una soluzione di acido nitroso sapendo che il suo pH è 2,41 e che la Ka dell’acido è 7,1.10-4 a 25°C.--------
HNO2+ H2O H3O+ + NO2-
Ka = [H3O+ ] [NO2- ] / [HNO2] = 7,1.10-4
pH = 2,41
[H3O+] = 10-pH = 10-2,41= 3,9. 10-3
HNO2 H3O+ NO2-
equil. x- 3,9. 10-3 3,9. 10-3 3,9. 10-3
Ka = 7,1.10-4 = ( 3,9. 10-3) 2 / (x- 3,9. 10-3)
x= 2,5.10-2 M
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Base debole e calcolo del pH
B+ H2O HB++ OH-
Kb = [HB+] [OH-] / [ B]
B HB+ OH-
Inizio CB° - -
Equilibrio CB°-x x x
Kb =[OH- ]2 / [B] = x2 / (CB°-x)
Nota Kb e CB° si risolve l’equazione in x
Essendo x = [OH-] si calcola il pOH
e quindi il pH
pH = 14 - pOH
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Esercizio
Calcolare quanti mL di ammoniaca al 18% p/p (d= 0,9294 g/mL) occorrono per preparare 1 L di una soluzione di ammoniaca con un pH = 11,17. Kb di NH3 è a 25°C 1,78.10-5.
Soluzione
-Prima calcoliamo la concentrazione della soluzione di NH3 che ha un pH di 11,17
-Quindi calcoliamo come preparare una soluzione di questa concentrazione partendo da una soluzione piu’ concentrata