Didascalia alternativa:

inizi la reazione e quando si arriva all'equilibrio Non so quanto Br Cl Si Sia diviso per dare i prodotti perciò chiamo quella quantità 2x ५०,96 - ५०,6५ 127 verrebbe negativo Giusto pericoefficienti Stecchiometrici M Brz: 0,046 Cl2 : 0,046 М Brce: 0,10 - 2 0,046 = 2 0,32 −12,8× + 128 x² 0,008 M x² = X x = 0,054 V x = 0,066 TEORIA DI ARRHENIUS ES Legame dativo tra H₂O e H+ 9 In realtà il protone liberato in acqua è estremamente reattivo e si combina con l'ossigeno formando uno IONE IDRONIO ( H3O+ ) TEORIA DI BRØNSTED E LOWRY La teoria di Arrhenius non comprendeva altre casistiche, era utilizzato solo in acqua Nuova definizione: molecola o ione che DONA un protone = acido Molecola o ione che PRENDE un protone = base H2S Acido + chiunque liberi un protone (H+) è un acido chiunque liberi un gruppo ossidrile (OH-) è una base H2O Base TEORIA DI LEWIS Teoria acido base parla solo di sostanze sciolte in acqua L'acqua può sia prendere che dare un protone ES ammoniaca (NH3) = base se se + La distinzione tra acidi e basi si basa sulle coppie di elettroni: H3O+ Keq = [H3O+][OH] [H₂O] IONIZZAZIONE DELL'ACQUA Acqua in acqua Acqua pura è un cattivo conduttore di elettricità HS- semplifico con H+ A questa reazione si dà il nome di AUTOPROLISI O AUTOIONIZZAZIONE DANFOTERA/ANFIPROTICA: molecola che si comporta da acido o base in base alla molecola con cui si trova Liquido puro, posso toglieria dall'espressione [H*]< 10¹ M ● . NH3 Base Kw= S scambio di un protone tra due molecole d'acqua : H₂O + H₂O = H30* + HỒ¯ Ione idronio Ione idrossido coppia coniugata acido-base 1 - ACIDA H2O Acido - BASICA A Quando non è pura ci sono ioni liberi che conducono l'elettricità Derivano dalla IONIZZAZIONE dell'acqua P O [H+][OH-] = HO- + coppia coniugata acido-base 2 Acidi: possono accettare i due elettroni (es H+) ● Basi : possono mettere a disposizione due elettroni liberi da legami In acqua pura le concentrazioni degli ioni si equivalgono (rapporto di reazione 1:1) -16 LA 25 C sappiamo che sono uguali a 1,00 107 mol/L → Kw = [H+][OH-] = (1,00·10 * ) ² = 1,00 · 10 -7 NH4+ La costante kw essendo una costante di equilibrio varia con la temperatura 4 A temperatura costante kw si mantiene costante, non soltanto in acqua pura ma anche in tutte le soluzioni acquose Acqua pura: quantità equivalente di ioni H*e OH → NEUTRA [H*] > [OH¯] → [H*] > 10³ M [H*] <[OH-] ->> PRODOTTO IONICO DELL'ACQUA = Costante dell'equilibrio di autoionizzazione Il prodotto delle concentrazioni coincide perciò sono inversamente proporzionali IL PH I LOGARITMI + 0 0 Log = log base 10, altrimenti scrivo la base vicino ES. Base 5 = log s 0° 25° -PH PH = -log [H+] →> [H+] = 10 Kw = [H+ ][OH] →-log Kw = -log[H*] - log [OH-] Quindi se ho il PH di una soluzione acquosa, per trovare il POH basta che sottraggo il PH A 14 e viceversa (se la temperatura è 25, altrimenti il valore di Kw cambia) 50° 60° Κω 1,16.10 2,૧2 10 -16 Inizio 10 Equilibrio -15 -15 5,57.10 9,61-10-14 Keq = [H3O+][A-] [HA][H₂O] Inizio -19 O Pluto = 10 - Andrea ACIDI DEBOLI BASI FORTI -Kb alta es. I es. 2 Equilibrio [Acido] - Andrea è l'esponente negativo che devo dare a 10 per avere pluto Andrea = log (Pluto) "È l'esponente"> = logaritmo O [HA] PH = 6 + % 25° 10° O 60° O LA FORZA DI ACIDI E BASI ▷ Acidi e basi sono classificati come forti o deboli in base al loro comportamento in soluzione acquosa HA(e) + H₂O (e) = H3O+ (aq) + A (aq) O [HA] Ka = [H3O+][A-] [HA] HA + H₂O = H30+ + A [HA] → [H+] = 106 [H+] 10°2 10 ACIDI FORTI -▷ Hа ka alto: Si dissocia molto (numeratore alto) -suppongo si dissoci del tutto HA + H₂O = H30* + A [HA] ▷ Idrossidi (NA OH, Li OH, K OH, Ca (OH)2, Mg(OH)...) 2.10 1,92.103 -POH POH = -log [OH] → [OH] = 10 O O Si dissocia poco: suppongo che non si dissoci [OH] 10-12 A=anione Idracidi con alogeni sono acidi forti →▷ Acido iodidrico, acido bromidrico, acido cloridrico, acido fluodridrico Altri acidi forti: ● Acido perclorico (H CI 04) Acido nitrico (H N 03) Acido solforico (H2 S 04) PKw = PH + POH → PH+POH = 14 -POH = 8 1,4.10 1,46.10 5.10" - 9 Ka = -9 6 ka= costante acida Gli ioni che si liberano hanno la stessa concentrazione di HA iniziale → Divido la kw per la concentrazione di H+ O OH-per trovare l'altra B+ H₂O = BH+ + OH² → = [H3O+][A-] [HA] -8 [OH-] = 10² [H+]=[A] Kb = [BH*][OH-] [3] →se HA non si dissocia, chiamò la sua concentrazione [acido] Ka = 2 [H+] [Acido] [H+]=√ Ka [Acido] →▷ PH = -log √ Ka · [Acido] Acido ACETICO -▷ Aceto { -5 ka = 1,8*10 Acido L-ASCORBICO - Vitamina c GLA S Kα = 7,9 * 10 colore A Ammoniaca -NH3 6 GLI INDICATORI CH3COOH -5 BASI DEBOLI - scarsa ionizzazione della base in acqua si suppone che non si dissoci [BH*] = [OH-] → Kb = [OH-] → [OH] =√√kb · [100 [base] base ] kB= 1,8 * 10 indicatori FENOLFTALEINA METILARANCIO HIn = H+ + In L'IDROLISI S - Hз С - с -5 Hz C6H6O6 NAFTOLFTALEINA Acidi o basi deboli BLU DI BROMOTIMOLO Anione CH colore B • se la concentrazione di una delle due specie è almeno 10 volte maggiore dell'altra la soluzione assume il colore della specie prevalente (A O B) ogni indicatore prende in esame un diverso intervallo di PH La carenza può causare lo sCORBUTO (collasso dei tessuti, per prime le gengive) ( In ssato molti marinai si ammalavano, fino a quando James Cook non capisce che la cosa è correlata alla mancanza di frutta e verdura e introduce dei limoni sulle navi composti organici che esistono in due forme di colore diverso e si trasformano in una o l'altra in base al pH della soluzione in cui sono aggiunte Perde • se le due concentrazioni sono simili la soluzione assume il colore che deriva da entrambe le specie (A + B) • Aumentando il PH il colore passa alla tonalità B Accade associando o dissociando H+ Intervallo PH e colore PH = -log √ Kb. (10¹: [base]) 8,2 incolore -10 rosa 3,1 rosso -4,4 arancio 6 giallo - 7,6 blu 7,3 rosa-8,7 verde Acido debole POH = -log √ Kb [base] P Ph=1 rosso Ph=14 blu Quando i sali si disciolgono in acqua liberano degli ioni ▷ Non liberano direttamente H+ O OH- ų Gli ioni reagiscono con l'acqua (IDROLISI) portando alla formazione di H+ O OH- Anioni e cationi derivanti da acidi o basi forti non reagiscono con l'acqua - IONI SPETTATORI Tutti gli ANIONI provenienti da ACIDI deboli reagiscono con l'acqua e si comportano da BASI NO₂ + H₂O = HNO₂ + OH -▷ Libera OH-, Si comporta come una base la ( Intervallo di viraggio INDICATORE UNIVERSALE : Contiene tutti gli indicatori con concentrazioni precise La I sali possono cambiare l'equilibrio di auto ionizzazione dell'acqua - cambia il ph و comportamento INDIRETTO (dato dall'idrolisi) Tutti i CATIONI provenienti da BASI deboli reagiscono con l'acqua e si comportano da ACIDI NH4+H₂O 6 SOLUZIONI TAMPONE G catione - soluzioni che resistono al cambiamento di PH per modesta addizione di acido o di base ES Oceani soluzioni contenenti una coppia acido base coniugata in cui le concentrazioni di acido e base, entrambi non forti, sono circa dello stesso ordine di grandezza si prepara miscelando un acido o una base debole con un suo sale solubile FUNZIONAMENTO ES CH3COOH / CH³COONa (Acido acetico) Acido debole NH3 + H3O+ → Libera H+, Si comporta come acido S NH3 /NH4Ce - (cloruro di ammonio) Base debole Ka = [H+][A-] [HA] Base debole ● aggiungendo un acido (H) l'equilibrio si sposta sinistra PH = PKa + log Aggiungendo una base gli ioni OH- Che Si liberano reagiscono con H presenti e l'equilibrio si sbilancia verso destra PH DI UNA SOLUZIONE TAMPONE PRINCIPIO DI LE CHÂTELIER: un sistema all'equilibrio, perturbato da un'azione esterna, reagisce in modo da ridurne o annullarne l'effetto, ristabilendo l'equilibrio [A] [HA] (Acetato di sodio) sale liberato in soluzione acquosa dallo ione acetato (base coniugata) sale liberato dallo ione ammonio (acido coniugato) Ca concentrazione iniziale dell'acido [H*] = Ka.[HA] [A] cambio il segno -log[H] = -log Ka+ log [A] [HA] se ca = cs Log1=0 CS/ca deve stare tra 0,1 e 10 Cs= concentrazione del sale disciolto Aggiungendo un reagente a un sistema all'equilibrio, l'equilibrio si sposta nella direzione che consente la scomparsa di una parte del reagente aggiunto e la formazione del prodotto viceversa se aggiungiamo un prodotto al sistema provochiamo una reazione opposta Ph = -log [H+] PH = PKA CH3COOH CH3COOH PH = PKa + Equilibrio si sposta H I Sistemi biologici richiedono valori costanti di PH - soluzioni tampone Es sangue da 7,35 a 7,45 Addizione H+ log Cs Ca + CH3COO Addizione OH-H2O -log [H] = -log Ka+ (-log [HA] [A] 6 Dato che l'acido è debole, all'equilibrio [HA] è circa uguale alla concentrazione iniziale dell'acido, mentre [A-] è circa uguale alla concentrazione del sale disciolto Equilibrio si sposta Essendo il ph un esponente, posso utilizzare le proprietà delle potenze, quindi avendo entrambi come base 10 posso trasformare la moltiplicazione in una somma di esponenti REAZIONE DI NEUTRALIZZAZIONE soluzioni acquose acide e basiche, una volta miscelate, hanno la capacità di annullare le une e le proprietà delle altre IONI H+ e OH- Si legano tra loro per dare molecole neutre di H2O La reazione che si sviluppa si chiama reazione di neutralizzazione Perché ci sia la neutralizzazione è necessario che il numero di ¡oni H+ della soluzione acida corrisponda al numero di ioni OH-della soluzione basica n nh* = nOH Quindi una reazione di neutralizzazione è una reazione che avviene tra una soluzione acida e una soluzione basica in quantità stechiometricamente equivalenti Questa reazione può essere usata per determinare la quantità di acido o di base in una soluzione a concentrazione incognita Tecnica adoperata è chiamata TITOLAZIONE Dà come prodotti un sale, che se solubile rimane soluzione, acqua e calore La titolazione è una tecnica di analisi quantitativa che serve a determinare la concentrazione incognita di una soluzione (da titolare) tramite aggiunte progressive di un'altra sostanza a titolo noto detta TITOLANTE 6 ES devo trovare l'acidità di un aceto ● Vi aggiungo un indicatore Utilizzo una sostanza basica con concentrazione nota La aggiungo a gocce all'aceto, tenendone misurata la quantità aggiunta Quando l'indicatore inizia a cambiare colore significa che la base ha neutralizzato tutto l'acido si ha raggiunto il PUNTO EQUIVALENTE (PH neutro) Avendo misurato quanta base ho usato posso trovarne la quantità di ioni OH+ che conteneva ed eguagliaria a quella degli ioni H+ NORMALITÀ O CONCENTRAZIONE NORMALE H₂SO4 → 2H+ + SO4 1 mol 2 mol 1 mol 글이 2 Per questo si fa uso del concetto di equivalente chimico pH ES 1 mole di H2SO4 libera 2 moli di H+, mentre 1 mole di KOH libera 1 mole di OH- per neutralizzare 1 mole di acido devo quindi utilizzare 2 moli di base Equivalente: quantità di moli del prodotto che liberano 1 mol di H+ O OH- 14 13 12 11 10 La massa in grammi di un equivalente di sostanza è chiamata MASSA EQUIVALENTE 9 concentrazione di equivalenti in una sostanza : NORMALITÀ 8 N = 6 5 4 3 2 1 In una titolazione al punto equivalente, n H+ = N OH-, MA Non vuol dire che il numero delle moli dell'acido sia uguale al numero di moli della base Acido forte 10-3 M/Base forte 107 -3 Punto di equivalenza UN EQUIVALENTE CHIMICO (Eq) è definito come la quantità di specie chimica a cui corrisponde 1 mole di UNITÀ REATTIVE NU (in questo caso OH-O H+) 25 neq soluto (eq) V soluzione (L) 50 75 Vohune del titolante (Base forte) meq per la neutralizzazione devo prendere uno stesso equivalente di acidi e basi 100 Mm (g/mol) nu (eq/mol) M (mL) 14 -13 12 11 10 125 o 9 8 1 0 Massa molare Mm (g/mol) Massa MM Quantità di sostanza espressa in moli (mol) n V (L) Molarità M (MOI/L) Neutralizzazione: Mm nu nu * M N nu Massa equivalente Meq (g/eq) Quantità di sostanza espressa in equivalenti (eq) Normalità N (eq/L) massa Meq • nacidon base • Nacido Vacido = Nbase · Vbase • N = nu · M neq V (L)