Acidi e basi

Di angelica viola cuzzucoli

Acidi e basi si scambiano protoni

index

6- La forza degli acidi e delle basi

1- La teoria di Arrhenius

7- Gli indicatori

2- La teoria di Bronsted e Lowry

8- L'idrolisi

3- La teoria di Lewis

9- Le soluzioni tampone

4- La ionizzazione dell'acqua

10- La neutralizzazione

5- Il pH

La teoria di Arrhenius

Secondo Arrhenius: "Gli acidi sono sostanze che, sciolte in acqua, liberano ioni H+; le basi sono sostanze che, sciolte in acqua, liberano ioni OH-" Un atomo di idrogeno → acidi monoprotici (HCl, HNO3). Più atomi di idrogeno → acidi poliprotici (H2SO4, H3PO4). Nelle soluzioni acquose degli acidi non esistono ioni H+ liberi, poiché si combinano istantaneamente con una molecola d’acqua con cui, attraverso un legame dativo, formano lo ione H3O+, chiamato ione idronio.

La teoria di Bronsted e Lowry

Un acido è qualsiasi molecola o ione che può donare un protone; una base è qualsiasi molecola o ione che può accettare un protone. Per manifestarsi le proprietà acide e basiche delle sostaze ci deve essere sempre una reazione di trasferimento del protone. Un donatore di protoni è una qualsiasi specie che possiede atomi di idrogeno legati covalentemente ad altri atomi più elettronegativi. Un accettore di protoni può essere qualsiasi molecola neutra o anione che abbia disponibile una coppia di elettroni. Il comportamento acido e basico è indipendente dalla presenza dell’acqua come solvente.

La teoria di Bronsted e Lowry

Quando si stabilisce un equilibrio chimico nella reazione, ogni acido, donando il proprio protone, si trasforma in una base, chiamata base coniugata. Allo stesso modo, ogni base, accettando il protone, si converte nel corrispondente acido coniugato.Alcune specie chimiche, come acqua e HCO3–, sono anfiprotiche, cioè in grado sia di accettare sia di donare protoni, comportandosi sia da acido sia da base.

La teoria di lewis

"Un acido è una specie che può accettare una coppia di elettroni; una base è una specie capace di donare una coppia di elettroni liberi da legami."

Sono acidi di Lewis: - Molecole con struttura elettronica incompleta, come BF3, AlCl3, FeCl3, SnCl4 - Cationi metallici, soprattutto di metalli di transizione, che in acqua condividono i doppietti elettronici trasformandosi in ioni complessi, come [Cu(H2O)6]2+. Sono basi di Lewis: - sostanze con il livello di valenza completo e coppie di elettroni non condivise come NH3 o O2-.

La ionizzazione dell'acqua

L'acqua è il solvente liquido più diffuso in natura ed è una sostazna anfiprotica, nel senso che si comporta da acido o da base a seconda della specie chimica con cui reagisce. Nell'acqua distillata sono presenti degli ioni liberi che derivano dalla ionizzazione delle sue molecole. La formazione di questi ioni aviene grazie ad una reazione chiamata autoprotolisi o autoionizzazione. La costante K dell'equilibrio di autoionizzazione viene chiamata prodotto ionico dell'acqua. L'acqua pura, che contiene quantità equivalenti di ioni H+ e OH- si considera neutra. Il fatto che il prodotto delle concetrazioni degli ioni H+ e OH- sia costante ci dice che le due concetrazioni sono inversamente proporzionali. Quindi all'aumentare dell'una deve diminuire l'altra e le due concetrazioni sono in perenne altalena.

il ph

La scala del pH, introdotta nel 1909 da Søren P.L. Sørensen, esprime la concentrazione di H+ nelle soluzioni diluite senza far ricorso alla notazione esponenziale. Si definisce pH il logaritmo decimale negativo della concentrazione molare degli ioni H+: pH= -log(H+) (H+)= 10 elevato alla -pH Benché la scala del pH esprima sia l’acidità sia la basicità di una soluzione, è conveniente introdurre anche la definizione di pOH: pOH= -log(OH-) Il pH di una soluzione può essere misurato rapidamente e accuratamente con un pH-metro. Un altro modo per conoscere il pH di una sostanza è quello di usare degli indicatori acido-base, come, ad esempio, una cartina tornasole

La forza degli acidi e delle basi

Gli acidi e le basi sono classificati come forti o deboli in base al comportamneto che assumono in soluzione acquosa. Gli acidi forti sono quelli che cedono protoni in maniera completa all'acqua e quindi sono completamente ionizzati. Tutte le molecole di un acido forte, passando in soluzione, si trasformano in ioni. Esistono altri tipi di acidi i cosidetti deboli in quanto si ionizzano limitatamente tendendo a rimanere in forma indissociata. Per ogni acido debole in soluzione acquosa possiamo scrivere un'equazione di ionizzazione, come quella dell'acido acetico: HA + H2O ⇄ H3O+ + A− K = [H3O+] · [A−] / [HA] · [H2O]

La forza delle basi è definita in modo analogo a quella degli acidi. Esse sono quelle che accettano in maniera completa protoni dall'acqua. Le basi forti più comuni sono gli idrossidi del I e II gruppo. Sono classificate invece come basi deboli le basi molecolari, come l'ammoniaca, che in soluzione acquosa sono ionizzate in piccole percentuali. Per calcolare il pH di una soluzione di una base debole utilizzeremo la seguente formula.

gli indicatori

Gli indicatori di pH sono sostanze alocromici, ovvero che hanno la proprietà di cambiarecolore quando passano da una soluzione acida ad una soluzione basica. Questo cambiamento viene detto viraggio ed avviene per ciascun indicatore ad un determinato valore di pH. Se indichiamo con In un indicatore, quando si trova in soluzione acquosa, se si aggiunge acido l’equilibrio della reazione si sposta verso sinistra e l’indicatore si trova nella forma associata con l’idrogeno dando una determinata colorazione, se si aggiunge una base l’equilibrio si sposta verso destra e l’indicatore si trova nella forma dissociata dando una colorazione diversa. HIn ⇄ H+ + In-

l'idrolisi

La reazione fra gli ioni del sale disciolto e le molecole di acqua è chiamata idrolisi. Alcuni sali sono in grado di modificare il pH della soluzione, dando luogo alla cosiddetta idrolisi salina, un fenomeno spiegabile con una determinata costituzione del sale. In particolare, non c’è idrolisi salina se il sale è formato da ioni provenienti da acidi e basi forti (NaCl, KNO3); viceversa, se il sale è formato da un catione derivante da una base debole (NH4Cl) e/o un anione proveniente da un acido debole (KNO2, Na2CO3), il pH della soluzione viene modificato perché si verifica l’idrolisi salina.

L’idrolisi salina deriva dalla reazione degli ioni provenienti dalla dissociazione acquosa del sale con H2O (o i i suoi ioni H+ e OH–). In seguito all’idrolisi salina la soluzione può risultare basica, acida o in alcuni casi anche neutra. Esempio: NaCl non dà idrolisi salina perché Na+ e Cl–, reagendo con H2O, formerebbero NaOH e HCl (elettroliti forti)Na+ + H2O ≠ NaOH + H+ (non avviene la reazione perché NaOH è una base forte)Cl– + H2O → HCl + OH– (non avviene la reazione perché HCl è un acido forte)

la soluzioni tampone

Una soluzione tampone contiene una coppia acido debole/base coniugata (o base debole/acido coniugato) dove sia l’acido che la base sono presenti in concentrazioni significative. Una soluzione tampone mantiene costante il pH dopo l’aggiunta di piccole quantità di un acido o di una base forte. Una soluzione di un acido debole contenente un sale dell’acido debole: CH3COOH/CH3COONa; Una soluzione di una base debole contenente un sale della base debole: NH3/NH4Cl. ESEMPI: Il mare è una soluzione tampone; Il sangue è un sistema tampone, il pH del sangue è 7.4; il suo sistema tampone è costituito da diverse coppie acido debole/base coniugata tra cui H2CO3/HCO3¯, H2PO4-/HPO42-, diversi tamponi di natura proteica, ad es. emoglobina/emoglobinato.

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la neutralizzazione

La caratterisitca più significativa delle soluzioni acquose acide e basiche è la loro capacità di annullare le une proprietà delle altre, questa reazione è chiamata neutralizzazione. E' necessario che il numero di ioni H+ della soluzione acida corrisponda al numero di ioni OH- della soluzione basica.

La titolazione è una tecnica di analisi quantitativa che serve per determinare la concetrazione incognita di una soluzione, attraverso le aggiunte progressive di un'altra soluzione detta titolante.

Nei calcoli relativi alle titolazioni si fa spesso uso al concetto di equivalente chimico (eq), che è definito come la quantità di specie chimica a cui corrisponde una mole di unità reattive (na)

Si definisce invece normalità N di una soluzione il rapporto tra il numero di equivalente di soluto e il volume V della soluzione stessa, espressa il litri

N = eqsoluto/Vsoluzione (L)