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Chimica generale

Corsi di laurea in

- Tecnologie alimentari per la ristorazione

- Viticoltura ed enologia- Tecnologie agroalimentari.

PARTE 5-2

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ACIDI E BASI

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1-Definizioni di acido e di base

1-1 Teoria di Arrhenius

-Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni H+ (idrogenioni)

-Una base è una sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni OH- (ossidrilioni)

HCl → H+ + Cl-

NaOH → Na+ + OH-

Acidi e basi forti: completamente dissociati – in soluzione esistono solo come ioni. La reazione di dissociazione non è reversibile.

HF ↔ H+ + OH-

Al(OH)3 ↔ Al3+ + 3 OH-

Acidi e basi deboli: parzialmente dissociati – in soluzione esistono in parte come ioni e in parte come molecole indissociate. La reazione di dissociazione è reversibile - si raggiunge l’equilibrio.

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1-2 Teoria di Bronsted e Lowry

-Un acido è una sostanza in grado di donare uno o più protoni

HA ↔ H+ + A-

-Una base è una sostanza in grado di accettare uno o più protoni

B + H+ ↔ BH+

Acido base coniugata

Base acido coniugato

La teoria di Arrhenius presenta limiti, ad esempio, non giustifica il fatto che NH3 reagisca con l’acqua per formare idrossido d’ammonio.

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

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Ione idronio

H2O + HCl → H3O+ + Cl-

Base (1) acido(2) acido(1) base(2)

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NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

Base (1) acido(2) acido(1) base(2)

H2O si comporta come un acido

HA + B A- + BH+

Acido 1 base 2 base 1 acido 2

NH3/NH4+ è una coppia coniugata: NH4

+ è l’acido coniugato di NH3

NH3 è la base coniugata di NH4+

Coppia coniugata

Coppia coniugata

Ione idronio

H2O + HCl → H3O+ + Cl-

Base (1) acido(2) acido(1) base(2)

H2O si comporta come una base

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1-3- Definizione di Lewis

Ulteriore estensione alla definizione di Bronsted che permette di applicare il concetto di acidi e basi a reazioni che non avvengono in soluzione acquosa:

(esempio: NH3 + HCl allo stato gassoso)

-un acido è una sostanza che accetta una coppia di elettroni-una base è una sostanza che dona una coppia di elettroni

-Esempio: NH3 è una base di Lewis BF3 è un acido di lewis

H

H

H

..

.Nx

x xxx B

F

F

F..

.++

+

......

....

....

....

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HNO2 + H2O NO2- + H3O+

NH3 + H2O NH4+ + OH-

L’acqua si comporta da acido o da base in funzione delle caratteristiche delle altre sostanze presenti.Sostanze che hanno questa caratteristica sono dette anfotere (anfiprotiche).

2H2O H3O+ + OH-

2- Prodotto ionico dell’acqua- pH e pOH

[H3O+]. [OH-]

K = -------------------

[H2O]2 Valore alto considerato costante

Kw = K. [H2O]2 = [H3O+]. [OH-] = 1,00 . 10-14

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In assenza di acidi o basi : [H3O+] = [OH-] = 1,00.10-7

pH = -log [H3O+]

In assenza di acidi e basi (ambiente neutro) [H3O+] = 1,00.10-7 pH = 7

In ambiente acido [H3O+] > [OH-] > 1,00.10-7 pH < 7

In ambiente basico [H3O+] < [OH-] < 1,00.10-7 pH > 7

log (1. 10a) = a

pOH = -log [OH-]

Kw = [H3O+]. [OH-] = 1,00 . 10-14

pKw = -log Kw = -log [H3O+] -log [OH-]

pKw = pH + pOH = 14,00pH = 14-pOH

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[H3O+]

1,00x10-1M1,00x10-2M1,00x10-3M1,00x10-4M1,00x10-7M1,00x10-10M1,00x10-14M

pH [OH-] pOH

1,00 1,00x10-13M 13,002,00 1,00x10-12M 12,003,00 1,00x10-11M 11,004,00 1,00x10-10M 10,007,00 1,00x10-7M 7,0010,00 1,00x10-4M 4,0014,00 1,00M 0,00

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3- Acidi e basi forti e deboli

Acidi e basi forti sono completamente dissociati in soluzione acquosaAcidi e basi deboli non sono completamente dissociati: la forma non dissociata coesiste con i prodotti di dissociazione.

Acidi forti

HClHIHBrHNO3

H2SO4 (1° dissociazione)HClO4

Basi forti

NaOHLiOHKOHBa(OH)2

Acidi deboli

HFHNO2

HClOH2SCH3COOH

Basi deboli

NH3

Al(OH)3

Fe(OH)2

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3-1 Calcolo del pH di soluzioni di acidi forti

HA + H2O→ A- + H3O+

[H3O+] = [HA] pH = -log [HA]

[HA]

1,00.10-1M1,00.10-2M1,00.10-3M1,00.10-4M

pH

1,002,003,004,00

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3-2 Calcolo del pH di soluzioni di basi forti

BOH → B+ + OH-

pH = -log [H3O+] [H3O+].[OH-] = 1,00. 10-14

1,00. 10-14

pH = -log ------------------- [OH-] = [BOH] [OH-]

1,00. 10-14

pH = -log ------------------- [BOH]

[BOH]

1,00.10-1M1,00.10-2M1,00.10-3M1,00.10-4M

pH

13121110

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BOH → B+ + OH-

Metodo basato sul pOH

pOH = - log [OH-] = -log [BOH]

pH + pOH = 14

pH = 14- pOH

[BOH] pOH

1,00.10-1M 11,00.10-2M 21,00.10-3M 31,00.10-4M 4

pH

13121110

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3-3 Calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi deboli

Acidi e basi deboli monoprotici

HF + H2O F- + H3O+

[H3O+]. [F-]

Ka = -------------------------

[HF]

[H2O] costante

inizio equilibrio

HF c c-xF- 0 xH3O+ 0 x

x2

Ka = ------------- x2 = Ka.c –Ka.x x2 +Ka.x –Kac =0c-x

-Ka ± Ka2 + 4.Ka.c

x = ----------------------------2

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Generalmente si può semplificare perché x << c

Ka = x2/c x2 = Ka.c

x = (Ka.c)½

pH = -log x = -log (Ka.c)½ = -½ log Ka - ½log c = ½ pKa -½ log c

Si può considerare x << c quando- Ka inferiore o dell’ordine di 10-5

-c > 10-2ME’ comunque consigliato verificare la validità dell’approssimazione in base al risultatoottenuto

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Esempio: pH di una soluzione 1,5 M di acido acetico

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

Ka = 1,76. 10-5 x = (Ka.c)½ =(1,76.10-5.1,5) = 5,14.10-3

x << c

pH = -½ log Ka - ½log c

4,755-0,176pH = ----------------- = 2,29

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In quali condizioni si può considerare che [H3O+] è trascurabile rispetto alla concentrazione dell’acido (x << c)?

-Ka < o dell’ordine di 10-5

-C > 10-2M

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BOH B+ + OH-

inizio equilibrio

BOH c c-xB+ 0 xOH- 0 x

[B+].[OH-]Kb = --------------- [BOH]

x2

Kb = ------ c-x

x<< c Kb = x2/c x = (Kb/c)½

pOH = ½ pKb -½logc

pH = 14-pOH

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[HF] [OH-]Kb= ------------- [F-] [H2O]

[H3O+] [F-]Ka= ------------- [HF]

HF + H2O H3O+ + F-

F- + H2O HF + OH-

[B+]. [OH-]Kb = -------------- [BOH]

[BOH][H3O+]Ka = ------------------ [B+]

BOH B+ + OH-

B+ + 2H2O BOH + H3O+

Relazione fra Ka e Kb

Ka . Kb = Kw

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Forze relative di alcuni acidi e basi di Brønsted-Lowry

Acido percloricoAcido iodidricoAcido bromidricoAcido cloridricoAcido solforicoAcido nitricoIone idronioIone idrogeno solfatoAcido nitrosoAcido aceticoAcido carbonicoIone ammonioIone idrogeno carbonatoAcqua

Forza acida decrescente Forza basica crescente

Ione percolatoIone ioduroIone bromuroIone cloruroIone idrogeno solfatoIone nitratoAcquaIone solfatoIone nitritoIone acetatoIone idrogeno carbonatoAmmoniacaIone carbonatoIone idrossido

HCl4

HIHBrHCl

H2SO4

HNO3

H3O+

HSO4-

HNO2

CH3COOH

H2CO3

NH4+

HCO3-

H2O

ClO-

I-

Br-

Cl-

HSO4-

NO3-

H2O

SO4--

NO2-

CH3COO-

HCO3-

NH3

CO3--

HO-

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Acidi e basi deboli poliprotici

HA + H2O H3O+ + A- = acido monoprotico cede un solo protone all’acqua

H2A + H2O H3O+ + HA-

HA- + H2O H3O+ + A2-

= acido biprotico cede 2 protoni all’acqua

= acido triprotico cede 3 protoni all’acqua

= acido poliprotico cede n protoni all’acqua

Ogni equilibrio ha la sua costante di dissociazione. [H3O]+. [HA-]

Ka1 = ---------------------

[H2A]

[H3O]+. [A2-]

Ka2 = ---------------------

[HA-]

Nella maggior parte dei casi Ka2 è molto piccolo rispetto a ka1 → si considera solo la prima dissociazioneH2SO4 è un acido forte per la prima dissociazione, Ka2 = 1,20 . !0-2 → bisogna considerare le due dissociazioni