Transcript Lezioni 1-10 2014

Conoscenze e abilità da conseguire
• Al termine dell'insegnamento, lo studente conosce le basi teoriche
necessarie per la comprensione della struttura della materia, nelle
sue costituenti atomiche e molecolari.
• Possiede un metodo adatto alla trattazione scientifica dei
fenomeni alla base della trasformazione della materia con modelli
adeguati alla descrizione rigorosa degli aspetti termodinamici e
cinetici.
Programma/Contenuti
Struttura della materia. Miscele di sostanze. Stati di aggregazione.
Modello atomico. Atomo di idrogeno: funzioni d'onda, numeri quantici e
orbitali.
Regole dell'Aufbau. Proprietà periodiche degli elementi: raggio atomico, energia
di ionizzazione, affinità elettronica.
Legame covalente. Elettronegatività.
Struttura molecolare e Regole VSEPR.
Orbitali ibridi. Concetto di risonanza.
Legame ionico. Interazioni di Van der Waals. Legame a ponte di idrogeno.
Il concetto di mole.
Reazioni ed equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni.
Il principio di Le Chatelier. Termochimica. Legge di Gibbs.
Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi, prodotto di solubilità.
Cinetica chimica.
Elettrochimica.
Strumenti a supporto della didattica
• Il materiale didattico presentato a lezione (slide powerpoint) sarà messo a
disposizione dello studente in formato elettronico. Tale materiale dovrebbe
essere stampato e portato alla lezione.
• Per ottenere il materiale didattico consultare il sito web:
http://www.francescocapozzi.it
• Eventuali registrazioni audio delle lezioni saranno consentite, a patto che
siano rese disponibili a tutti gli studenti mediante condivisione dei file mp3 in
aree riservate del sito docente.
• Username e password sono riservati agli studenti iscritti al corso e saranno
riferiti dal docente all'inizio del corso, direttamente a lezione oppure mediante
posta elettronica, previa iscrizione alla corrispondente lista di distribuzione.
Testi/Bibliografia
Titolo: Chimica
Autori: Bertini Ivano, Luchinat Claudio, Mani Fabrizio
Editore: CEA
Pagine: 512
ISBN: 8840812857
ISBN-13: 978884081285
Orario di ricevimento
Il prof. Capozzi riceve, solo su appuntamento concordato attraverso posta
elettronica, nel seguente orario:
Martedì 13:00-14:00
Mercoledì 14:00 - 15:00
Giovedì 17:00 - 18:00
Metodi didattici
L'insegnamento si compone di 6 CFU.
Ogni CFU comprende 6 ore di lezioni teoriche frontali, 3 ore di esercitazioni
numeriche in aula, ed 1 ora di esercitazioni pratiche in laboratorio.
Le esercitazioni pratiche vengono svolte nel Laboratorio di Chimica presso il
Campus di Cesena (Villa Almerici) dotato di 30 postazioni con corredo di
vetreria e strumentazione di base (pHmetro, agitatori magnetici e piastre
riscaldanti).
L'obiettivo delle esercitazioni pratiche è duplice:
• Far acquisire allo studente dimestichezza con la strumentazione e con le
norme di sicurezza del laboratorio chimico
• Sviluppare nello studente la capacità di collegare i risultati di una esperienza
empirica alle nozioni teoriche acquisite durante le lezioni teoriche frontali
Modalità di verifica dell'apprendimento
L'esame di fine corso mira a valutare il raggiungimento degli obiettivi didattici:
• Trasferire un problema chimico in una impostazione di calcolo stechiometrico
• Descrivere con proprietà di linguaggio e rigore scientifico la composizione
della materia
• Definire i fenomeni che portano alla trasformazione delle sostanze.
L'esame comprende due prove, prima scritta e poi orale, che insieme concorrono
alla formazione del voto.
Si è ammessi alla prova orale solo dopo superamento della prova scritta.
La prova scritta superata con il voto 18 è valida solo per sostenere l'esame orale
nella stessa sessione.
La prova scritta superata con un voto superiore a 18 è valida per due sessioni
(quella corrente e quella successiva).
Composizione della materia
Classificazione della materia
Miscele eterogenee
Composizione di miscele omogenee
Composizione media di miscele eterogenee
Organizzazione della
MATERIA
90 naturali
Atomi (115 specie differenti)
Sostanze pure
25 artificiali
Monoatomiche Ioniche
Molecolari
Neutre
Polimeriche
Ar
Metalliche
N
2
Sostanze elementari
Miscele
Composti
S8
Na+
H3PO4
SO42AlCl3
Ag
Stati di aggregazione
Energia potenziale
: forze di interazione tra particelle
Energia cinetica
: agitazione termica (Ecin=3/2 kT )
Solido
Liquido
Epot
Gas
T
Formazione di miscele omogenee
MISCELE
Tranne che per rare eccezioni (miscele azeotropiche ed
eutettiche) la composizione chimica varia durante le
transizioni di stato.
Eterogenee
Omogenee
Fase dispersa
• Soluzioni
Fumo
Liq
Nebbia,
aereosol
Gas
Sempre
omogenea
Sospensione Emulsione Schiuma
Composito
Gel
Corpo
poroso
Gas
Liq
Sol
Fase disperdente
• Leghe
Sol
Formule chimiche delle sostanze pure
Formula chimica
Indica quale elemento (sostanze elementari) o quali elementi
(composti) sono presenti nella sostanza ed il rapporto del
numero di atomi di ciascuno di essi. Ogni elemento è
rappresentato dal simbolo atomico.
Formula minima o empirica: è la formula più semplice
ricavata dall’analisi elementare. Utilizza il numero intero più
basso possibile per ciascun elemento che permette di esprimere
correttamente il rapporto tra gli atomi presenti nella sostanza.
Formula molecolare: indica il numero di atomi di ciascun
elemento che costituisce una molecola
Tavola periodica
Formule chimiche
Nome sostanza
Formula
minima
Formula
molecolare
Formula
ionica
Unità
strutturali
Mercurio
H2O
HO
NO2
S
C
Hg
Ossido di sodio
Na2O
Na2O
Na+, O2-
Perossido di sodio
NaO
Na2O2
Na+, O22-
Tetraossofosfato(V) di
calcio(II)
Ca3P2O8
Ca3(PO4)2
Ca2+, PO43-
Idrossido di calcio(II)
CaH2O2
Ca(OH)2
Ca2+, OH-
Tetraossosolfato(VI) di
ammonio
H8SN2O4
(NH4)2SO4
NH4+, SO42-
Cloruro di calcio(II)
CaCl2
CaCl2
Ca2+, Cl-
Ossido di idrogeno
Perossido di idrogeno
Tetraossido di azoto(IV)
Zolfo
Carbonio
H2O
H 2O2
N 2O4
S8
Numero di ossidazione
• L’idrogeno ha sempre N.O. = +1, tranne che nei composti binari
con i metalli, con cui forma gli idruri [N.O.(H) = -1]
• L’ossigeno ha sempre N.O.= -2, tranne che nei perossidi
[N.O.(O) = -1] e nei composti binari con il fluoro [N.O.(O) = +2]
• Tutti gli elementi hanno N.O. = 0 nel loro stato elementare
H3PO4 (molecola neutra):
H = +1; O = -2; P = ?
Acido tetraossofosforico(V)
H
+1 * 3 = +3
O
-2 * 4 = -8
+3 -8 +x = 0
x = -3 +8 = +5
P
Suffissi e prefissi
MonoBi- (Di-)
TriTetraPentaEsaEptaOctaNonaDeca-
:
:
:
:
:
:
:
:
:
:
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
-ato
Ione negativo contenenete
ossigeno
-uro
Ione negativo non contenente
ossigeno
Acido
-ico
Sostanza contenente H, O e uno
dei seguenti elementi:
B, C, N, Si, P, S, Cl, As, Se, Br,
Te, I (elementi non metallici)
Acido
-idrico
Sostanza contenente H e uno dei
seguenti elementi:
F, S, Cl, Br, I
Tio-
Sostanza riconducibile ad un’altra
in cui un atomo di ossigeno è stato
sostituito da uno di zolfo
Metalli, non-metalli e metalloidi
Esempi di nomenclatura (1)
N2 : Azoto
CO : Monossido di carbonio (II)
CO2 : Biossido di carbonio (IV)
Cl- : Ione cloruro
CN- : Ione cianuro
CNO- : Ione cianato
HCl : Acido cloridrico
NaCl : Cloruro di sodio
KCN : Cianuro di potassio
SCN- : Ione tiocianato
Esempi di nomenclatura (2)
NO2 : Biossido di azoto(IV)
N2O4 : Tetraossido di azoto(IV)
O : -2 * 3 = -6
CO32- :
-6 +x = -2
Ione triossocarbonato(IV)
x = -2 +6 = +4
O : -2 * 3 = -6
HCO3- :
Ione monoidrogenotriossocarbonato(IV)
H : +1 * 1 = +1
-6 +1 +x = -1
x = -1 +6 -1 = +4
Esempi di nomenclatura (3)
H2SO4 : Acido tetraossosolforico(VI )
SO42- : Ione tetraossosolfato(VI)
HSO4- : Ione monoidrogenotetraossosolfato(VI)
S2O32- : Ione tetraossotiosolfato(II)
Teoria atomica
Struttura dell’atomo
p+
e-
Quantità di sostanza e concetto di mole
NA = 6,022∙1023
La mole
Unità di misura della quantità di sostanza
Una mole di sostanza contiene sempre lo stesso numero di
unità chimiche elementari. Questo è il Numero di Avogadro
Na = 6.022169 ·1023
1 atomo di 12C ha una massa pari a 12 uma (unità di massa
atomica)
1 mole di 12C contiene 6.022 ·1023 atomi di carbonio-12.
La massa di questa quantità di sostanza è 12 g
Massa molare
1 mole di C contiene 6.022 ·1023 atomi di carbonio.
La massa di questa quantità di sostanza è 12.011 g
1 mole di N2 contiene 6.022 ·1023 molecole di azoto.
La massa di questa quantità di sostanza è
14.007 x 2 = 28.014 g
1 mole di NaCl contiene 6.022 ·1023 ioni sodio e 6.022 ·1023
ioni cloruro.
La massa di questa quantità di sostanza è
22.990 + 35.453 = 58.443 g
Densità
Rapporto tra la massa di sostanza ed il volume da essa
occupata. E’ usata per le sostanze pure ma anche per miscele.
Unità di misura: g dm-3; g L-1
Concentrazione
Rapporto tra la quantità di sostanza per un determinato
componente di una miscela e la quantità totale di miscela . E’
usata anche per le sostanze pure allo stato gassoso in quanto
non possiedono volume proprio
La quantità di sostanza di ciascun componente può essere
espressa come:
massa, volume, moli
La quantità totale di miscela può essere espressa come:
massa, volume, moli
Concentrazione m/m o p/p
m/mtot espressa in g/g
Esempio:
1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono
340.3 g di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/p
(si legge peso/peso e coincide con quella m/m) del soluto.
1.4 L di soluzione hanno una massa pari a
1.4 x 1.011 x 1000 = 1415.4 g
La concentrazione p/p è allora 340.3/1415.4 = 0.2404 (g/g)
E’ più utile esprimere il rapporto come
percentuale in peso (% p/p):
(340.3/1415.4) x 100 = 24.04 % p/p
Concentrazione ppm e ppb
m/mtot espressa in ppm (parti per milione) o ppb (parti per miliardo)
1 ppm = 1·10-6 g/g
1 ppb = 1·10-9 g/g
Esempio:
1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono
34.3 mg di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione
p/p del soluto espressa in ppm.
1.4 L di soluzione è pari a (1.4 x 1.011 x 1000 =) 1415.4 g
34.3 mg = 3.43·10-2 g
La concentrazione p/p è 3.43·10-2/1415.4 = 2.42 ·10-5 (g/g)
2.42 ·10-5 / 1·10-6 = 24.2 ppm
Corrispondono anche a 24.2 mg/kg
Concentrazione p/V
m/Vtot espressa in g/mL o kg/L
Esempio:
1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono
340.3 g di cloruro di sodio. Calcolare la concentrazione p/V
(si legge peso/volume) del soluto.
1.4 L di soluzione equivalgono a 1400 mL
La concentrazione p/V è 340.3/1400 = 0.2431 g/mL
E’ più utile esprimere il rapporto come g/100mL (% p/V):
(340.3/1400) x 100 = 24.31 % p/V
Concentrazione molare n/V
n = moli di soluto; V = volume della soluzione
n/Vtot indicata anche come concentrazione molare CM
è espressa in mol/L equivalente a M
Esempio:
1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono
340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1). Calcolare
la concentrazione molare della soluzione.
n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol;
CM = 5.82 / 1.4 = 4.16 M (oppure mol/L)
Concentrazione molale n/msolv
n = moli di soluto; msolv = massa del solvente
La concentrazione molale è il rapporto n/msolv : è espressa in
mol/kg equivalente a “m”
Esempio:
1.4 L di soluzione con densità d = 1.011 kg/L contengono
340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1). Calcolare
la concentrazione molale della soluzione.
n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol;
msolv = 1.4 x 1.011 = 1.4154 kg = 1415.4 g
di cui 340.3g sono di soluto e (1415.4-340.3=) 1075.1g
sono di solvente.
Cm = 5.82 / 1.075 = 5.41 m (oppure mol/kg)
Frazione molare 
La frazione molare è il rapporto tra le moli di un singolo
componente e le moli totali di una miscela. E’ un numero
adimensionale.
Esempio:
1.4 L di soluzione acquosa con densità d = 1.011 kg/L
contengono 340.3 g di cloruro di sodio (mm = 58.44 g·mol-1).
Calcolare la frazione molare del soluto.
n = 340.3 / 58.44 = 5.82 mol;
msolv = 1.4 x 1.011 = 1.4154 kg = 1415.4 g
di cui 340.3g sono di soluto e (1415.4-340.3=) 1075.1g
sono di solvente.
1075.1 g di acqua contengono (1075.1/18=) 59.73 mol
 = 5.82 / (5.82 + 59.73) = 0.0888 = 8.88·10-2 (= 8.88%)
L’elettrone
Duplice natura: onda o corpuscolo?
Radiazioni luminose
Le radiazioni luminose sono radiazioni elettromagnetiche
caratterizzate da una frequenza n pari al numero di
oscillazioni nell'unità di tempo (espressa perciò in s-1):
La lunghezza d'onda l di una radiazione è lo spazio
percorso nella direzione di propagazione x durante una
oscillazione completa.
La lunghezza d'onda è legata alla frequenza n attraverso la
relazione l = c/n, in cui c è la velocità della luce
c = 2,997925x108 ms-1
Onda elettromagnetica
Energia e frequenza
Ogni radiazione è legata ad un valore di energia secondo
la relazione:
E = hn
la costante di Planck h (1858-1947; premio Nobel nel
1918) vale
h = 6,626196 x 10-34 J s
Spettro della luce bianca
Spettro di emissione dell’idrogeno
1Å=10-10 m
Atomo di Bohr
Segue il modello della meccanica classica ma
introduce il concetto di quantizzazione dell’energia.
Transizioni elettroniche
Spettro di emissione completo
dell’atomo di idrogeno
n = 1/l = R (1/n12 - 1/n22)
R=10973731.534 m-1
Johannes Robert Rydberg (1890)
Il modello di Bohr
Possiede le seguenti caratteristiche:
1) esiste un nucleo (scoperta di Rutherford);
2) gli elettroni si “muovono” nei pressi del nucleo trovandosi
in “stati stazionari” energeticamente stabili, cioè NON
irradiano energia;
3) quando un elettrone si muove da uno stato stazionario ad
un altro, la perdita o il guadagno di energia avviene
scambiando SOLO quantità di energia molto specifiche, e
NON una qualunque;
4) ciascuna linea nello spettro di emissione o di assorbimento
di un atomo si genera quando un elettrone si muove da
uno stato stazionario ad un altro.
Modello: classico o
quantomeccanico ?
L’elettrone segue un
cammino ben preciso: la
posizione e la velocità
dell’elettrone sono note in
ogni istante
La posizione dell’elettrone è
calcolabile come probalità:
è possibile misurare velocità
e posizione solo con un
certo grado di precisione
Equazione di Shrödinger
Funzioni d’onda
a0=h2/(k42me2)
a0= 53 pm
 = r / a0
Numeri quantici
n  0 N
l  n N
 l  ml  l  Z
Funzione  orbitali 1s e 2s
Orbitali 1s e 2s
Funzione  orbitale 2p
3
3 1
 / 2
 ( 2,1,0) 
  cos     e
2 6 4  a0 
1
Orbitali atomici (1)
Orbitali atomici (2)
Livelli energetici in H
Livelli energetici in altri atomi
Regole dell’Aufbau
Il termine aufbau significa, in tedesco, "costruzione"
e rappresenta la costruzione della configurazione
elettronica degli atomi.
Principio di minima energia
Principio di Pauli
Regola di Hund o della massima molteplicità
Principio della minima energia
ogni elettrone occupa l'orbitale disponibile a
energia più bassa
Principio di Pauli
in un atomo non possono esistere 2 elettroni con
i 4 numeri quantici eguali
perciò, nello stesso orbitale, possono esserci 2
soli elettroni purché con ms, momento di spin,
diverso
gli spin dei due elettroni devono essere perciò
antiparalleli () dato che, essendo nello stesso
orbitale, gli elettroni hanno gli altri 3 numeri
quantici n, l, m, eguali
Regola di Hund
se due o
degeneri
elettroni
possibile
paralleli
più elettroni occupano orbitali
(cioè a eguale energia), gli
occupano il maggior numero
di questi orbitali, e a spin
Aufbau atomi polielettronici
Tavola periodica
Aufbau
Elettroni di Valenza
Carica nucleare efficace
Dimensioni atomiche
(Slater)
1a ionizzazione
A  A+ + e-
Energia di 1a ionizzazione
Affinità elettronica
A-

A + e-
Elettronegatività
 = k (I +A)
Legame covalente
Densità elettronica
Combinazione lineare a coefficienti
negativi
Orbitale di antilegame
Energia degli orbitali molecolari
Diagramma dei livelli energetici per H2
Energia di legame
Orbitali molecolari di He2
Legame sigma
Legame pi-greco
Energia
Orbitali molecolari di O2
Orbitali atomici
OA
Orbitali atomici
Orbitali molecolari
OB
Orbitali molecolari dell’O2
s2*
* *
s2
 
s1*
s1
O2 : s1(2) s1*(2) (4) s2(2) *(2)
Formula di Lewis dell’O2
O2 : s1(2) s1*(2) (4) s2(2) *(2)
Ordine di legame
(elettroni di legame – elettroni di antilegame) / 2
(8–4)/2=2
Coppie di non legame
( elettroni totali di valenza – elettroni di legame ) / 2
( 12 – 4 ) / 2 = 4
O
O
Regole semplificate per formule di Lewis
Contare il numero totale di elettroni di valenza
F2
7 * 2 = 14 pari a 7 coppie
Legare i due atomi con un legame singolo
Posizionare le coppie restanti (6) distribuendole equamente fra i
due atomi
Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto
F
F
Formula di Lewis di O2
Contare il numero totale di elettroni di valenza
O2
6 * 2 = 12 pari a 6 coppie
Legare i due atomi con un legame singolo
Posizionare le coppie restanti (5) distribuendole fra i due atomi
Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto;
in caso contrario spostare una o più coppie di non legame
mettendole in condivisione
O
O
O
O
Formula di Lewis di N2
Contare il numero totale di elettroni di valenza
N2
5 * 2 = 10 pari a 5 coppie
Legare i due atomi con un legame singolo
Posizionare le coppie restanti (4) distribuendole fra i due atomi
Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto;
in caso contrario spostare una o più coppie di non legame
mettendole in condivisione
N
N
N
N
C2 non esiste
Contare il numero totale di elettroni di valenza
C2
4 * 2 = 8 pari a 4 coppie
Legare i due atomi con un legame singolo
Posizionare le coppie restanti (3) distribuendole fra i due atomi
Verificare che entrambi gli atomi abbiano raggiunto l’ottetto;
in caso contrario spostare una o più coppie di non legame
mettendole in condivisione
C
C
C
C
Formule di Lewis seconde le regole VSEPR
SO2
Numero totale di elettroni di valenza:
n.e. = 6 + (2 * 6) = 18
(9 coppie)
L’atomo centrale è quello meno elettronegativo
A questo vanno legati gli atomi periferici
Coppie elettroniche finora impiegate: 2
Si distribuiscono le coppie di non legame fino a far raggiungere
l’ottetto agli atomi periferici
Coppie elettroniche finora impiegate: 8
Si posizionano le coppie restanti sull’atomo centrale
Coppie elettroniche finora impiegate: 9
Condividere una o più coppie di non legame degli atomi periferici
per permettere il raggiungimento dell’ottetto anche all’atomo
centrale
oppure
oppure
N.B. l’esistenza di più d’una struttura valida introduce il concetto di
ibrido di risonanza che verrà ripreso in seguito
Stabilire la geometria delle coppie elettroniche attorno all’atomo
centrale considerando solo le coppie di non legame e quelle di
legame sigma. Utilizzare la seguente tabella:
Numero coppie
elettroniche
Angoli di legame
Geometria delle coppie elettroniche
2
2 * 180
Lineare
3
3 * 120
Trigonale planare
4
6 * 109.5
Tetraedrica
5
3 * 120 + 6 * 90
Bipiramidale a base trigonale
6
12 * 90
Ottaedrica
120°
120°
In realtà, l’angolo di legame è <120° poiché la
coppia di non legame esercita una repulsione
maggiore sulle coppie di legame !
La geometria delle coppie elettroniche è
trigonale planare ma la geometria molecolare
(basata sulla posizione reciproca dei nuclei
atomici) è piegata !
SO3
Numero totale di elettroni di valenza:
n.e. = 6 + (3 * 6) = 24
(12 coppie)
oppure
oppure
Angoli perfettamente a 120°
(X3)
Geometria delle coppie elettroniche
e molecolare: trigonale planare
H2O
Numero totale di elettroni di valenza:
n.e. = 6 + (2 * 1) = 8
(4 coppie)
Angolo minore di 109.5°
Geometria delle coppie elettroniche: tetraedrica
Geometria molecolare: piegata
H2C2
Numero totale di elettroni di valenza:
n.e. = (2 * 4) + (2 * 1) = 10
(5 coppie)
Gli atomi di idrogeno sono sempre periferici
Porzione lineare
Porzione lineare
La molecola ha due atomi centrali entrambi a geometria
lineare: allora, tutta la molecola è lineare !
Acidi e Basi
Acido è una parola che deriva dal latino
“acetum” (aceto). Col tempo la parola si è
estesa a tutte le sostanze che hanno un analogo
sapore “acidulo”.
Basi o alcali (dall’arabo al kali = la cenere
delle piante) sono le sostanze in grado di
neutralizzare gli acidi.
Qual è la definizione di acido e di base dal
punto di vista della chimica?
Lavoisier pensava che un acido
fosse caratterizzato da molecole
contenenti ossigeno
(oxys genes = generatore d’acido).
Antoine Lavoisier
1743-1794
Tuttavia nel 1810 Humphry Davy
dimostrò che l’acido cloridrico (detto
allora muriatico) era formato solo da
cloro e idrogeno. Da allora fu accettata
l’idea che gli acidi fossero
caratterizzati dalla presenza
d’idrogeno nella molecola.
Humpry Davy
1778-1829
Definizione di Arrhenius (1887)
acidi e basi sono composti
che in acqua danno luogo a
dissociazione elettrolitica:
Svante August Arrhenius
Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927
Premio Nobel per la Chimica 1903
Acido  H+(aq) + ...
Base  OH-(aq) + ...
Neutralizzazione acido-base:
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)
Insufficienza della definizione di
Arrhenius:
Molte basi, come per esempio
l’ammoniaca, NH3, non possono
formare OH-(aq) per dissociazione
elettrolitica. La reazione acido-base
deve essere quindi di tipo diverso.
Definizione di
Brønsted e Lowry (1923)
(per acidi e basi in soluzione acquosa)
Johannes Nicolaus Brønsted
1879-1947
Thomas Martin Lowry
1874-1936
Acido = donatore di protoni, H+
Base = accettore di protoni, H+
“coppie acido-base coniugati”
ione
nitrito
acido
nitroso
ione
idrossonio
HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq)
acido 1
base 2
base 1
acido 2
ione
ammonio
ammoniaca
ione
ossidrile
NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
base 1
acido 2
acido 1
base 2
HClO2(aq) + H2O(l) ⇄ ClO2-(aq) + H3O+(aq)
[ClO ] [H3O ]
Ka 
[HClO2 ]

2

N2H2(aq) + H2O(l) ⇄ N2H3+(aq) + OH-(aq)
[N2H ] [OH ]
Kb 
[N2H2 ]

3

Autoprotonazione dell’acqua
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Autoprotonazione dell’acqua
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Autoprotonazione dell’acqua
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Autoprotonazione dell’acqua
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Autoprotonazione dell’acqua
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
-
+
Autoprotonazione dell’acqua
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Kw = [H3
+
O]
[OH ]
A 25°C si ha Kw = 10-14
Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-]
Soluzione acida: [H3O+] > [OH-]
Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]
Kw = [H3
Soluzione neutra:
Soluzione acida:
+
O]
[OH ]
[H3O  ]  [OH ]  Kw
[H3O ]  Kw ; [OH ]  Kw


Soluzione basica: [H3O ]  Kw ; [OH ]  Kw


a 25°C
[H3O+] > [OH-]
[H3O+]
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
Kw
10-6
soluzione acida
[H3O+] > 10-7
[OH-] < 10-7
[H3O+] < [OH-]
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
soluzione basica
soluzione
neutra
[H3O+] = [OH-] = 10-7
[H3O+] < 10-7
[OH-] > 10-7
a 25°C
pH = -log10[H3O+]
pOH = -log10[OH-]
Kw
[H3O+]
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
soluzione acida
pH < 7
pOH > 7
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
soluzione basica
soluzione
neutra
pH = pOH = 7
pH > 7
pOH < 7
H3O+(aq) + OH-(aq) ⇄ 2 H2O(l)
1
1
K


Kw [H3O ] [OH ]
H ° < 0
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Kw  [H3O ] [OH ]


H ° > 0
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
T > 25°C
10-13
lnKw
H ° > 0
25°C
10-14
10-15
10-16
1/T
T < 25°C
1/T
Soluzione neutra: [H3O ]  [OH ]  K w ; pH   log 10 K w
A 25°C: pH = 7; a T < 25°C: pH > 7; a T > 25°C: pH < 7
Acido debole (Ka < 1) in concentrazione ca
HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq)
(ca – x)
x
x
[A ] [H3O ]
Ka 
[HA]

x
Ka 
(ca  x)

2
Se l’acido è così debole che x << ca, allora:
[H3O ]  [A ]  Kaca


Base debole (Kb < 1) in concentrazione cb
B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq)
(cb – x)
x
x
x
Kb 
(cb  x)
[BH ] [OH ]
Kb 
[B]


2
Se la base è così debole che x << cb, allora:
[OH ]  [BH ]  Kbcb


IDROLISI DEI SALI
(reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione
elettrolitica)
NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
in acqua non dà
reazioni acido-base
Cl- è la base coniugata di
HCl, ma quest’ultimo è un
acido così forte che Cl- è
una base con forza
praticamente nulla
NaNO2(s)  Na+(aq) + NO2-(aq)
NO2- è la base coniugata di
HNO2, e quest’ultimo è un acido
debole quindi…
HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq)
[NO2 ] [H3O  ]
Ka 
[HNO2 ]
NO2-(aq) + H2O(l) ⇄ HNO2(aq) + OH-(aq)
[HNO2 ] [OH ]
Kb 
[NO2 ]
IDROLISI BASICA
NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq)
NH4+ è l’acido coniugato di NH3,
e quest’ultimo è una base debole
quindi…
NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
[NH4 ] [OH ]
Kb 
[NH3 ]
NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq)
[NH3 ] [H3O  ]
Ka 
[NH4 ]
IDROLISI ACIDA
In tutti i casi, per una coppia
acido-base coniugati si ha:
Ka Kb = Kw
Per esempio, per la coppia NH4+/NH3:
[NH4 ] [OH ]
Kb 
[NH3 ]
[NH3 ] [H3O  ]
Ka 
[NH4 ]
[NH4 ] [OH ] [NH3 ] [H3O  ]
KaKb 
[NH3 ]
[NH4 ]
 [H3O  ][OH ]  Kw
Quando in una soluzione sono presenti sia un
acido debole che la sua base coniugata…
per esempio:
HClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO-(aq) + H3O+(aq)
cb+x
ca -x
x
con ca e cb in quantità paragonabili
[ClO ] [H3O ] (cb  x)x
Ka 

[HClO]
(ca  x)


cb [H3O ]
ca

Ka 
; [H3O ]  Ka
ca
cb

se x << ca e x << cb
Un soluzione con un acido debole e la sua
base coniugata, con ca e cb in quantità
paragonabili, è un tampone.
Per esempio:
NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
cb
ca
L’aggiunta di una piccola quantità di acido sposta la reazione a destra
L’aggiunta di una piccola quantità di base sposta la reazione a sinistra
Il pH non cambia molto in ambedue i casi
Riepilogo:

Acido debole: [H3O ]  Ka ca
Base debole:
Idrolisi acida:
[OH ]  K bcb

Kw
cs
Kb

Kw
cs
Ka
[H 3O ] 
Idrolisi basica: [OH ] 
Riepilogo:
Tampone formato da
un acido debole e la
sua base coniugata:
Tampone formato da
una base debole e il
suo acido coniugato:
ca
[ H 3O ]  K a
cb

cb
[OH ]  K b
ca

INDICATORI DI pH
HA(aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O+(aq)
rosso
giallo


[ A ] [ H 3O ]
Ka 
[HA ]

[H 3O ] [HA ]


Ka
[A ]
[H 3O  ] [HA ] giallo



Ka
[A ] rosso
Quando [H3O+] >> Ka la soluzione appare gialla
Quando [H3O+] << Ka la soluzione appare rossa
Quando [H3O+]  Ka la soluzione appare arancione
pKa = - log10 Ka
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
alcuni indicatori:
fenolftaleina
blu di
bromotimolo
metil arancio
rosso fenolo
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ
alcuni elettroliti forti (si dissociano completamente
in ioni) sono molto solubili:
NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
KOH(s)  K+(aq) + OH-(aq)
alcuni elettroliti forti sono poco solubili:
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq)
CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)
Ni(OH)2(s) ⇄ Ni2+(aq) + 2 OH-(aq)
Ca3(PO4)2(s) ⇄ 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)
CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)
K ps  [Ca
2
2
] [CO3 ]
a 25°C Kps = 8,7×10-9
Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq)
 2
K ps  [Ag ]
2
[CO3 ]
a 25°C Kps = 6,2×10-12
Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)
3
 3
K ps  [Fe ] [OH ]
a 25°C Kps = 1,1×10-36
Solubilità = concentrazione del soluto che si scioglie nella
soluzione, all’equilibrio, ad una certa temperatura.
Solubilità (s, in mol L-1) in acqua pura:
Ag2CO3(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CO32-(aq)
2s
 2
K ps  [Ag ]
s
3
K ps
4
3
s
2
2
3
[CO3 ]  (2s) s  4s
6,2 10
4
12
 1,16 10
4
a 25°C
Solubilità (s, in mol L-1) in acqua pura:
CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)
s
s
Kps  [Ca ] [CO ]  s
2
2
3
s  Kps  8,7  10
9
2
 9,3  10 a 25°C
5
Fe(OH)3(s) ⇄ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)
3s
s
Kps = [Fe3+] [OH-]3
Solubilità a 25°C
in acqua pura:
Solubilità a 25°C in
soluzione acida con
pH=4, cioè pOH=10 e
quindi [OH-]=10-10:
K ps  s(3s) 3  27s 4
s
4
1,1  10

27
27
K ps
 36
4
 4,5  10 10
K ps  s(10 10 ) 3  s 10 30
s
K ps
10 30

1,110 36
10 30
 1,1 10 6
Formazione di precipitati
NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
Na+(aq)
Cl-(aq)
AgNO3(s)  Ag+(aq) + NO3-(aq)
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq)
Ag+(aq)
NO3-(aq)
Kps = 1,810-10
Na+(aq)
Cl-(aq)
Ag+(aq)
NO3-(aq)
Na+(aq)
Cl-(aq)
Ag+(aq)
NO3-(aq)
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq)