Secondo Arrhenius un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua libera protoni (H + ). Una base è una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni ossidrile (OHˉ). H 2 O HCl H + + Clˉ H 2 O NaOH Na + + OHˉ HCl è un acido NaOH è una base Una reazione acido-base di Arrhenius forma acqua e un sale. HCl + NaOH H 2 O + NaCl acido base acqua sale
Secondo Brønsted-Lowry un acido è una sostanza in grado di cedere protoni (H + ). Una base è una sostanza in grado di accettare protoni. Una reazione acido-base è una reazione di equilibrio in cui un acido 1 cede un protone ad una base 2 per trasformarsi nella base 1 e trasformare la base 2 nell acido 2. H 2 O(l) + NH 3 (aq) NH 4+ (aq) + OHˉ(aq) acido 1 base 2 acido 2 base 1 Gli acidi 1 e 2 si dicono rispettivamente coniugati delle basi 1 e 2 (e viceversa). Un acido è tanto più forte quanto maggiore è la sua tendenza a cedere un protone e una base è tanto più forte quanto maggiore è la sua tendenza ad acquisirlo. Ne deriva che un acido/base è tanto più debole quanto più forte è la sua base/acido coniugata e viceversa. A rigore, nessuna sostanza può dirsi acida o basica se non relativamente ad una data reazione, tuttavia alcune presentano in modo spiccato questa ambiguità e per tale motivo sono dette anfotere.
Secondo Lewis Un acido è una sostanza capace di accettare un doppietto elettronico. Una base è una sostanza capace di donare un doppietto elettronico. F F B acido F H + N H H base In una reazione acido-base si forma un prodotto contenente un legame dativo. F F B F H N H H La definizione di Arrhenius è quella più restrittiva; a seguire quella di Brønsted- Lowry e quella di Lewis così come indicato nella rappresentazione insiemistica. Lewis Brønsted-Lowry Arrhenius
Una reazione di neutralizzazione è una reazione acido-base. Se acido e base sono presenti in quantità stechiometriche, essi scompaiono totalmente a fine reazione, ovvero si neutralizzano a vicenda (completamente). Se acido e base non sono presenti in quantità stechiometriche, a fine reazione scompare solo il reagente limitante e si ha una neutralizzazione incompleta o parziale. In ogni caso a fine reazione il ph della soluzione non è necessariamente neutro!
Data ad es. la reazione: HCl + NaOH H 2 O + NaCl Per neutralizzare 3 moli di HCl occorrono 3 moli di NaOH Data ad es. la reazione: CH 3 COOH + NaOH H 2 O + CH 3 COONa Per neutralizzare 2,5 moli di NaOH occorrono 2,5 moli di CH 3 COOH
La funzione ph ph = -log 10 [H + ] ovvero ph = -log 10 [H 3 O + ]; poh = -log 10 [OHˉ]. [H + ] = 10 -ph [OHˉ] = 10 -poh Una soluzione acquosa è definita: acida se [H + ] > [OHˉ] ph < 7 a 25 C neutra se [H + ] = [OHˉ] ph = 7 a 25 C basica se [H + ] < [OHˉ] ph > 7 a 25 C A qualunque temperatura e per ogni tipo di soluzione acquosa vale la relazione: K w = [H 3 O + ] [OHˉ] pk w = ph + poh A 25 C: 10-14 = [H 3 O + ] [OHˉ] 14 = ph + poh
La concentrazione di [H 3 O + ] in un campione di vino è 2,0 10-4 M. Calcolare ph e [OHˉ] del vino. VEK9R ph = -log (2,0 10-4 ) = 3,70 Per il calcolo di [OH ] si può procedere in almeno due modi. 1) a 25 C la costante del prodotto ionico dell acqua K w = 10-14 10-14 = [H 3 O + ] [OH ] 10-14 = 2,0 10-4 [OH ] [OH ] = 5,0 10-11 2) a 25 C, ph + poh = 14 3,70 + poh = 14 poh = 10,3 [OH ] = 10-10,3 = 5,0 10-11 3,70; 5,0 10-11 M
La dissociazione di un generico acido monoprotico HA in acqua può essere scritta come: HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Aˉ(aq) con Aˉ base coniugata di HA K a [ 3 H O Un acido si definisce forte se K a > 1, debole se K a < 1. ] eq [ HA] [ A I valori di K a sono ricavabili in letteratura da apposite tabelle. Se un acido è forte, solitamente K a >>1. Sono tipici acidi forti: HI, HBr, HClO 4, HCl, HClO 3, H 2 SO 4, HNO 3 eq ] eq
Analogamente a quanto detto per gli acidi, la forza di una base esprime quanto essa si dissoci in soluzione. Consideriamo ad es. il seguente equilibrio: H 2 O(l) + NH 3 (aq) NH 4+ (aq) + OHˉ(aq) K b [ OH ] eq [ NH [ NH Una base si definisce forte se K b > 1, debole se K b < 1. K w = K a K b ; più forte è una base, più debole è il suo acido coniugato e viceversa. I valori di K b sono ricavabili in letteratura da apposite tabelle o possono essere ricavati dalla K a dell acido coniugato. Sono tipici basi forti gli idrossidi dei metalli alcalini e alcalino terrosi: NaOH, Ca(OH) 2, KOH 3 ] eq 4 ] eq
ph di soluzioni saline SALE ACIDO FORTE + BASE FORTE soluzione NEUTRA ACIDO FORTE + base debole soluzione ACIDA acido debole + BASE FORTE soluzione BASICA acido debole + base debole soluzione neutra Prevedere il carattere acido, basico o neutro delle soluzioni acquose dei seguenti sali: NaCl; NH 4 Cl; CaCl 2 ; LiF; (CH 3 COO) 2 Mg; NH 4 NO 3 ; KNO 3 ; CH 3 COONH 4. VDIDS
Dell aceto commerciale è una soluzione acquosa al 6% in peso di acido acetico. Se la densità dell aceto è 1,1 g/cm 3, calcolare il volume di una soluzione 2 M di idrossido di sodio necessario per neutralizzare 100 ml di aceto. VXPHI 55 ml
Determinare il ph di una soluzione acquosa ottenuta unendo 200 ml di KOH 0,15 M con 500 cm 3 di HCl 0,4 M in 1,3 litri di acqua.vmdww 1,1
Legge di diluizione di Ostwald K d 2 (1 M ) legge di diluizione di Ostwald Se si suppone α << 1 (ipotesi da verificare) K d α 2 M.
Calcolare il grado di dissociazione e la concentrazione molare degli ione ossidrile in una soluzione 0,4 M di acido solforoso a 25 C sapendo che a tale temperatura la costante di prima ionizzazione vale 1,54 10-2 mol/l. WO5KT 0,178; 1,4 10-13
Una soluzione 0,15 M di un acido debole biprotico è dissociata per il 15%. Quanto varia il ph se si aggiunge tanta acqua da aumentare il volume del 20%? WBU7M +0,04
Una soluzione 0,20 M di CuCl 2 e una 0,55 M di un acido debole monoprotico hanno la stessa pressione osmotica alla stessa T. Calcolare il grado di dissociazione dell acido. WL2VM 0,091
Si sciolgono completamente in 2 L di acqua 400 cm 3 di NH 3 gassosa (misurata a 25 C e 696 mmhg) con formazione di NH 4 OH la cui K b vale 1,8 10-5 mol/l. Calcolare il ph supponendo invariato il volume della soluzione. W1548 Dire che l ammoniaca gassosa (NH 3 ) sciolta in acqua reagisce completamente con essa, equivale ad affermare che essa passa completamente nella fase acquosa come NH 3 (aq). La reazione di equilibrio di NH 3 (aq) in acqua è NH 3 (aq) + H 2 O NH 4 + + OH, e in essa l ammoniaca si comporta come base di Bronsted. L idrossido di ammonio NH 4 OH in realtà non è isolabile e quindi è da considerarsi come sinonimo di NH 4 + + OH. 10,56