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1 ACIDI E BASI

2 LA TEORIA DI ARRHENIUS La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine 800 premio Nobel ACIDO Specie chimica che, in soluzione acquosa, è in grado di liberare uno o più ioni H + HX X + H + BASE Specie chimica che, in soluzione acquosa, in grado di liberare ioni OH - MOH M + + OH - La teoria di Arrhenius presenta dei limiti: E applicabile solo alle soluzioni acquose Restringe il campo delle sostanze acide e basiche a quelle contenenti rispettivamente atomi di idrogeno e gruppi OH dissociabili

3 LA TEORIA DI BRöNSTED LOWRY Nel 1920 il danese Brønsted e l inglese Lowry proposero una nuova teoria acido base ACIDO Specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni H +,ceduti ad una base (sostanza nella cui molecola vi sia almeno un atomo di idrogeno legato ad un atomo molto elettronegativo) BASE Specie chimica capace di acquisire ioni H + da un acido (sostanza caratterizzata da almeno una coppia di elettroni non impegnata in legami mediante la quale forma un legame covalente dativo con lo ione H + ) Un acido può esistere solo in presenza di una base e viceversa acido CONIUGATI base CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + base CONIUGATI acido Una COPPIA ACIDO/BASE CONIUGATA è una coppia di specie chimiche che differiscono soltanto per uno ione H + Superate le limitazioni della teoria di Arrhenius

4 LA TEORIA DI LEWIS BASE Specie chimica in grado di DONARE una coppia di elettroni ACIDO Specie chimica in grado di ACCETTARE una coppia di elettroni H H N H + H DONATORE ACCETTORE H + H N H H

5 CARATTERE ACIDO o BASICO DI UN COMPOSTO TERNARIO Un generico composto X O H assume un comportamento acido, basico o anfotero, a seconda che l elemento X abbia un valore d elettronegatività alto, basso o intermedio (più precisamente maggiore, minore o uguale a quello dell elettronegatività dell idrogeno). X > H X O H L ossigeno è molto elettronegativo e tende ad attirare su di se sia gli elettroni di X che quelli di H. Se anche X è molto elettronegativo, l ossigeno ha difficoltà ad attirare su di se gli elettroni del legame X O ed attirerà solo gli elettroni del legame O H IL COMPOSTO E UN ACIDO

6 CARATTERE ACIDO o BASICO DI UN COMPOSTO TERNARIO Un generico composto X O H assume un comportamento acido, basico o anfotero, a seconda che l elemento X abbia un valore d elettronegatività alto, basso o intermedio (più precisamente maggiore, minore o uguale a quello dell elettronegatività dell idrogeno). X < H X O H Se X ha elettronegatività inferiore a quello dell idrogeno, l ossigeno attira gli elettroni del legame X O più fortemente di quelli del legame O H. Il legame X O sarà quindi più debole del legame O H ed in acqua si romperà. IL COMPOSTO E UNA BASE

7 CARATTERE ACIDO o BASICO DI UN COMPOSTO TERNARIO Un generico composto X O H assume un comportamento acido, basico o anfotero, a seconda che l elemento X abbia un valore d elettronegatività alto, basso o intermedio (più precisamente maggiore, minore o uguale a quello dell elettronegatività dell idrogeno). X H X O H Se X ha elettronegatività simile a quella dell idrogeno, l ossigeno avrà la stessa tendenza ad attrarre verso di sé gli elettroni del legame X O e del legame O H. Quindi il composto potrà liberare con la stessa probabilità ioni H + o OH - IL COMPOSTO E ANFOTERO

8 CARATTERE ACIDO DI UN COMPOSTO BINARIO Negli acidi binari X-H non c è ossigeno, ma l idrogeno è direttamente legato ad un elemento molto elettronegativo con un legame covalente polare. In presenza di una base tale legame si rompe e l acido cede lo ione H + alla base. X H IL COMPOSTO E ACIDO

9 FORZA DI ACIDI e BASI HA H + + A - [ H ][ A ] + Ka = [ HA] pka=-logka BOH B + + OH - Kb = [ B ][ OH ] + - [ BOH] pkb=-logkb La dissociazione di un acido o di una base è una reazione all equilibrio ed ha una propria costante di equilibrio (Ka per gli ACIDI e Kb per le BASI)

10 FORZA DI ACIDI e BASI HA H + + A - [ H ][ A ] + Ka = [ HA] pka=-logka HA H + A - DISSOCIAZIONE La dissociazione di un acido o di una base è una reazione all equilibrio ed ha una propria costante di equilibrio (Ka per gli ACIDI e Kb per le BASI) Se essa ha un valore elevato (Ka o Kb >1) l EQUILIBRIO è SPOSTATO A DESTRA (quasi tutte le molecole sono dissociate) e la sostanza si dice un Acido o Base FORTE Nei casi intermedi (1 <Ka o Kb > 10-4 ) si parla di Acido o Base di MEDIA FORZA Se invece la costante è piccola (Ka o Kb < 10-4 ), l EQUILIBRIO è SPOSTATO A SINISTRA (la sostanza è poca dissociata) e si dice un Acido o Base DEBOLE

11 FORZA DI ACIDI ACIDI TERNARI La forza degli acidi ternari aumenta all aumentare dell ELETTRONEGATIVITA del non metallo e del NUMERO di ATOMI di OSSIGENO NON PROTONATI che si legano ad esso X ---- O H Più il non metallo (X) è elettronegativo, più esso tenderà ad attrarre gli elettroni di legame con l ossigeno, più l ossigeno scarica la sua attrazione sul legame H O indebolendolo e rendendo la sostanza facilmente dissociabile. HClO > HBrO > HIO

12 FORZA DI ACIDI ACIDI TERNARI La forza degli acidi ternari aumenta all aumentare dell ELETTRONEGATIVITA del non metallo e del NUMERO di ATOMI di OSSIGENO NON PROTONATI che si legano ad esso O O O X ---- O X ---- O X ---- O O X ---- O H H O H O H Gli ossigeni privi di protone attirano gli elettroni del legame con il non metallo (X), abbassando la densità di carica intorno ad esso. X attira con maggior forza gli elettroni del legame con l ossigeno protonato il quale scarica la sua forza attrattiva sull idrogeno, rendendo il legame con esso più polarizzato ed instabile HClO 4 > HClO 3 > HClO 2 > HClO

13 FORZA DI ACIDI ACIDI BINARI La forza degli acidi binari aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo e scendendo lungo un gruppo X ---- H Per gli elementi in alto nel gruppo il legame a ponte di idrogeno stabilizza la molecola, rendendo l acido più debole Hl > HBr > HCl > HF

14 FORZA DI BASI IDROSSIDI La forza degli idrossidi diminuisce spostandosi da sinistra verso destra in un periodo e aumenta scendendo lungo un gruppo X ---- O H KOH > NaOH > LiOH

15 LA DISSOCIAZIONE DELL H 2 O L acqua è un composto anfotero, in quanto presenta sia le caratteristiche degli acidi, che quelle delle basi Essa infatti spontaneamente da luogo alla seguente reazione: H 2 O H + + OH [ ][ ] + H OH OH = K eq [ H O] 2 L equilibrio è completamente spostato a sinistra, solo una molecola ogni 10 7 si dissocia La concentrazione molare dell acqua resta quindi praticamente sempre costante K [ ] [ ][ ] H O = H OH = = eq K w 2 10

16 PRODOTTO IONICO DELL ACQUA K w = [ + ][ - ] -14 H OH = [ OH ] = [ H + ] - 10 [ ] H + H = [ OH - ] Nell acqua pura abbiamo allora che: [ ] [ ] H = OH = 10 = 10

17 [H + ] e ph Poiché le concentrazioni di H + e OH sono legate matematicamente dal prodotto ionico dell acqua, per caratterizzare le proprietà acido base di una soluzione è sufficiente indicare una sola delle due concentrazioni. Per convenzione si è scelto la concentrazione di H + Soluzione NEUTRA [H + ]=[ OH ] e [H + ]=10-7 Soluzione ACIDA [H + ]>[ OH ] e [H + ]>10-7 Soluzione BASICA [H + ]<[ OH ] e [H + ]< Per evitare l uso delle potenze negative di 10, nella misura della [H + ] di una soluzione si usa una SCALA LOGARITMICA DECIMALE

18 Si definisce logaritmo in base 10 di un numero X la potenza da dare a 10 per avere X Se Log 10 X = a allora 10 a = X Ovvero Log = -7 Log = -14 Log 10 1 = 0

19 [H + ] e ph Poiché le concentrazioni di H + e OH sono legate matematicamente dal prodotto ionico dell acqua, per caratterizzare le proprietà acido base di una soluzione è sufficiente indicare una sola delle due concentrazioni. Per convenzione si è scelto la concentrazione di H + Soluzione NEUTRA [H + ]=[ OH ph=7 ] e [H + ]=10-7 Soluzione ACIDA [H + ]>[ OH ph<7 ] e [H + ]> Soluzione BASICA [H + ]<[ OH ph>7 ] e [H + ]< Per evitare l uso delle potenze negative di 10, nella misura della [H + ] di una soluzione si usa una SCALA LOGARITMICA DECIMALE ph 10 [ ] + = log H

20 Il ph si misura attraverso sostanze dette INDICATORI, che cambiano di colore a seconda dell acidità o basicità della soluzione con cui entrano in contatto Esistono vari indicatori ognuno dei quali è utilizzato per misurare uno specifico valore di ph, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di colore phmetro Indicatore universale tornasole Esistono inoltre apparecchi elettronici con sonda ad immersione detti phmetri

21 CALCOLO DEL ph DI UNA SOLUZIONE Il ph di una soluzione dipende dalla concentrazione degli ioni H + I vari acidi possono liberare un numero variabile di ioni H + a seconda del numero di atomi di idrogeno presenti nella loro formula Acidi MONOPROTICI liberano uno ione H + per molecola (HCl; HClO 4 ; HBr; HNO 3 ecc.) HCl H + + Cl - HClO 4 H + + ClO - 4 Acidi BIPROTICI liberano due ioni H + per molecola (H 2 SO 4 ; H 2 CO 3 ; H 2 SO 3 ecc.) per + 2- H 2 SO 4 2H + + SO 2-4 H 2 SO 3 2H + + SO 2-3 Acidi TRIPROTICI liberano tre ioni H + per molecola (H 3 PO4; H 3 PO 3 ; H 3 BO 3 ecc.) H 3 BO 3 3H + + BO 3-3 H 3 PO 3 3H + + PO 3-3 Per gli acidi POLIPROTICI si scrivono tanti equilibri diversi quanti sono gli ioni H + ceduti; per ogni equilibrio si definisce una Ka, il cui valore diviene progressivamente più basso, via via che si sono già ceduti ioni H +.

22 Considerazioni analoghe si possono fare per gli idrossidi. Basi MONOACIDE liberano uno ione OH per ogni molecola (NaOH, AgOH, CuOH ecc.) NaOH Na + + OH - Basi BIACIDE liberano due ioni OH per ogni molecola [Ca(OH)2; Cu(OH) 2 ; ecc.] Ca(OH) 2 Ca OH - Basi TRIACIDE liberano tre ioni OH per ogni molecola [Al(OH) 3 ;Fe(OH) 3 ecc.] Al(OH) Al + 3OH Basi TETRACIDE liberano quattro ioni OH per ogni molecola [Pb(OH) 4 ;Sn(OH) 4 ecc.] Pb(OH) 4 Pb OH - Anche per le basi POLIACIDE si scrivono tanti equilibri diversi quanti sono gli ioni OH ceduti; per ogni equilibrio si definisce una Kb, il cui valore diviene progressivamente più basso, via via che si sono già ceduti ioni OH.

23 Gli acidi e le basi, possono essere forti o deboli, a seconda del valore dalla loro Ka o Kb. Acidi e basi forti vengono considerati completamente dissociati nella soluzione; ovvero per ogni molecola di acido si ottiene uno ione H +, mentre per ogni molecola di idrossido si ottiene uno ione OH. Il ph di una soluzione dipende solo dalla concentrazione molare di H + quindi Acidi forti monoprotici: la concentrazione molare di H + è pari a quella dell acido Basi forti monoacide: la concentrazione molare di OH è pari a quella della base. In questo caso la concentrazione molare di H + si ottiene dalla relazione + H = relazione: [ ] [ OH - ]

24 Calcolare il ph, di una soluzione di HA con C HA = 0,1 M 0,1 M= 10-1 M HA A - + H + [H + ]= [HA] = 10-1 M ph=-log[h + ]=- log[ha]= -log10-1 = 1 Calcolare il ph, di una soluzione di B con C - 1 B = 0,1 M 0,1 M= 10 M [ ] B OH - + B + [OH - ] =[B + ] = = 10 1 H = [ OH - ] ph = log [H + ]= log = 13

25 Calcolare il ph e la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione 8, M dell acido forte HClO 4. HClO 4 ClO H + [H + ]= [ClO 4- ] = 8, M ph=-log[h + ]=- log[hclo 4- ]= -log 8, = 0,0645 L acido A ha pka=2; l acido B ha pka=4.dire quale delle seguenti affermazioni è corretta: 1. L acido B è un acido iorganico forte 2. L acido A è 100 volte più dissociato dell acido B 3. L acido A è due volte più dissociato dell acido B 4. L acido A è un acido debolissimo 5. L acido B è 100 volte più dissociato dell acido A pka=-logka=2 pkb=-logkb=4 pka=logka=-2 Ka=10-2 =0,01 pkb=logkb=-4 Kb=10-4 =0,0001

26 IDROLISI SALINA E il processo di dissociazione di un sale in soluzione acquosa, che porta alla formazione di ioni Il fenomeno è dovuto al legame ione dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni NaCl Ka Na + + Cl - Ka = [ H ][ Cl ] + [ NaCl] La dissociazione elettrolitica è una reazione all equilibrio ed ha una prorpia costante di equilibrio

27 SALE (BASE FORTE + ACIDO FORTE) NaCl + H 2 O Na + + Cl - + H 2 O L idrolisi di un sale proveniente dalla reazione di un acido forte con una base forte, NON ALTERA il ph della soluzione SALE (BASE FORTE + ACIDO DEBOLE) IDROLISI BASICA CH 3 COONa+ H 2 O Na + + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH L idrolisi di un sale proveniente dalla reazione di un acido debole con una base forte, determina un INNALZAMENTO del ph della soluzione SALE (BASE DEBOLE + ACIDO FORTE) IDROLISI ACIDA NH 4 Cl+ H 2 O Cl - + NH 4+ + H 2 O NH 4+ + H 2 O NH 3 + H + L idrolisi di un sale proveniente dalla reazione di un acido debole con una base forte, determina un ABBASSAMENTO del ph della soluzione

28 SALE (BASE DEBOLE + ACIDO DEBOLE) L idrolisi di un sale proveniente dalla reazione di un acido debole con una base debole Kb>Ka il ph AUMENTA Kb=Ka il ph NON CAMBIA Ka>Kb il ph DIMINUISCE

29 SOLUZIONE TAMPONE Per soluzione tampone si intende una soluzione acquosa in grado di mantenere pressoché inalterato il proprio ph, in seguito all'aggiunta di moderate quantità di acidi o basi forti. Hanno potere tampone le soluzioni contenenti: un acido debole e il suo sale con una base forte; una base debole e il suo sale con un acido forte.

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