7. Acidi e Basi Flashcards
Acido secondo Arrhenius
specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia liberando 1 o + ioni idrogeno H+
Base secondo Arrhenius
specie chimica che in soluzione acquosa libera uno o + ioni idrossido OH-
Reazione di neutralizzazione
reazione tra acido e base
si dice che acido + base si neutralizzano
es. sale in acqua
calore di neutralizzazione è energia liberata da reazione
Acido di Bronsted-Lowry
pecie chimica che può trasferire 1 o + ioni H+ accettati da base
Base di Bronsted-Lowry
specie chimica che può accettare 1 o + ioni H+
Base coniugata
acido lo diventa quando cede ioni H+
Acido coniugato
base lo diventa quando accetta ioni H+
Sostanza anfotera
pecie chimica che fa da base se c’è acido
o da acido se c’è base
es. acqua
Acido di Lewis
specie chimica che può accettare doppietto di elettroni no condivisi
* ione H+
* alcuni cationi metallici
* molecole con lacuna elettronica
Base di Lewis
specie chimica che può fornire doppietto di elettroni non condivisi
Reazione acido-base di Lewis
formazione legame dativo tra base (donatore) e acido (accettore)
Acido o base forte
sostanze che in soluzione acquosa sono totalmente dissociabili
es. HCl o NaOH
Acido o base debole
sostanze che in soluzione acquosa sono parzialmente dissociabili
es. CH3COOH o NH3
Costante di dissociazione acida
rapporto tra: prodotto concentrazioni molari dei prodotti elevati al coefficiente stechiometrico e prodotto concentrazioni molari dei reagenti (tranne H2O) elevate ai loro coefficienti stechiometrici
es. x generico equilibrio di dissociazione HA ⇄ H+ + A-
ka = [H+][A-]/[HA]
la costante di dissociazione basica si calcola nella stessa maniera, partendo però da una base come reagente
Acido monoprotico
1 mol di Ioni H+ x ogni mol acido
Acido diprotico
2 mol di Ioni H+ x ogni mol acido
Acido triprotico
3 mol di Ioni H+ x ogni mol acido
Reazione di autoprotolisi dell’acqua e prodotto ionico dell’acqua
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- oppure 2H2O ⇄ H3O+ + OH-
da cui deriva la costante kc = ([H3o+][OH-])/[H2O]^2
per cui si determina il prodotto ionico dell’acqua (kw) mediante questa equivalenza:
kw = [H2O]^2 * kc = [H3O+][OH-] = 10 ^14
se [H3O+] > [OH-] = sostanza acida
se [H3O+] < [OH-] = sostanza basica
se [H3O+] = [OH-] = sostanza neutra
Proporzionalità ka e kb
ka e kb sono inversamente proporzionali; quindi:
acido forte → base debolissima
base forte → acido debolissimo
acido debole → base debole + forza comparabile
base debole → acido debole + forza comparabile
pH
-log[H3O+]
acqua pura → pH = 7
sostanze acide → pH: <7
sostanze basiche → pH: >7
sostanze neutre → pH =7
pH ha valori che vanno da 0 a 14
Calcolo del pH delle soluzioni acquose di acidi e basi forti
acido forte HA reagisce tot con H2O:
* reazione: HA + H2O → H3O+ + A-
* [H3O+] = CA = concentrazione nominale
acido
* quindi: pH = - Log[H3O+] = - LogCA
Come misurare pH?
piaccametro → immergere elettrodo in soluzione in esame
indicatori → sostanze con colore diverso in base a pH
- pH di viraggio → pH in cui cambia colore
cartine indicatrici → strisce di carta in miscela di indicatori
Reazione di neutralizzazione
ioni H3O+ di soluzione acida si combinano
con ioni OH- di basica e risultante è neutra
Idrolisi salina
fenomeno x cui ioni derivati da dissociazione sale reagiscono con acqua scambiando ioni H3O+ o OH-
Idrolisi acida
sale da reazione di base debole con acido
forte da soluzione acida
Idrolisi basica
sale da razione di base forte con acido debole da soluzione basica
Titolazione acido-base
tecnica x stabilire molarità di soluzione acida o basica a concentrazione ignota usando neutralizzazione di soluzione a concentrazione nota
punto di equivalenza = punto in cui concentrazione mol [H3O+] = [OH-]
Tipici acidi forti
idracidi: HCl, Hbr, HI
ossiacidi: quando O - H è ≥ 2
Tipici acidi deboli
restati idracidi (quelli non forti) e ossiacidi
acidi carbossilici
sali tra base deboli e acidi forti
sali con cationi che fanno idrossili insolubili in acqua
Tipiche basi forti
idrossidi di metalli alcalini e alcalino-terrosi
Tipiche basi deboli
idrossidi di metalli restanti
ammoniaca
composti ammoniacali
sali tra acidi deboli e basi forti
Soluzione tampone
soluzione acquosa di acido debole di sua sale con base forte (o viceversa) in concentrazioni opportune
le sue proprietà:
mantenere proprio pH invariato anche con aggiunta di acidi o basi forti
diluendo soluzione tampone → pH invariato
