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Soluzioni acide
e
soluzioni basiche
La solubilità
In un determinato quantitativo, o volume, di solvente è possibile sciogliere una
quantità massima di soluto, dopo di chè compare il precipitato.
La soluzione in cui è presente il precipitato si dice satura.
In una soluzione satura si crea un equilibrio tra precipitato solido e soluto sciolto
(tante moleocole vanno sul fondo e tante altre ne ritornano in soluzione): la
concentrazione, quindi, rimane costante. Tale concentrazione viene definità
solubilità.
Solubilità = la massima quantità di un soluto che si scioglie in una data
quantità di solvente ad una determinata temperatura.
La solubilità è specifica per ogni sostanza ed è in funzione della
temperatura.
SOLUBILITA’ di un soluto ionico
Alcune sostanze, come i sali, gli acidi e le basi in soluzione
acquosa si dissociano in ioni (monoatomici o gruppi) rendendo la AB  A- + B+
soluzione conduttrice di corrente elettrica (ioni=elettroliti)
La dissociazione è una reazione reversibile, quindi risponde
alla legge di azione di massa.
Se il sale è presente anche come corpo di fondo (precipitato), la sua concentrazione
[AB] è costante e nota (è la sua solubilità), perciò possiamo integrarla nella K:
K [AB] = [A-] [B+]
Il prodotto K [AB] viene definito prodotto di solubilità ed è specifico per ogni
sostanza:
Kps= [A-] [B+]
Il valore della Kps si ottiene attraverso la misura della conducibilità elettrica
(conduttimetri) della soluzione satura. Dalla conducibiltà si ricava il numero
delle cariche, quindi la concentrazioni degli ioni  prodotto ionico  Kps
Nel caso si sciogliesse un quantitativo qualsiasi di soluto si possono verificare 3 casi:
1. Il prodotto ionico [A+] [B-] è inferiore alla Kps, non si depositerà corpo di fondo.
2. Il prodotto ionico [A+] [B-] è superiore alla Kps, si depositerà corpo di fondo.
3. Il prodotto ionico [A+] [B-] è uguale alla Kps, la soluzione è all'equilibrio (soluzione
satura)
Esempi di calcolo
Sapendo che Kps di Fe(OH)2 = 1.6 x 10-14, calcolarne la solubilità.(x)
Rappresento la dissociazione:
Fe(OH)2  Fe 2++ 2 OH-
Per ogni mole di Fe(OH)2 che si scioglie si formano una mole di Fe2+ e due moli di
OH- quindi: Kps = [Fe2+] [ OH-]2
Ora, ponendo [Fe2+]= X sarà anche [ OH-]2 = X2 quindi:
Kps = X x X2 = X3 = 1.6 x 10-14 da cui X= 2,51 x 10-5
Sapendo che la solubilità del CaCO3 è 9.0 x 10-5 mol/l, determinare
il prodotto di solubilità.
Dissociazione: CaCO3  Ca2+ + CO32-
Kps = [Ca2+] [CO32-] = (9.0 10-5)2 = 8.1 10-9
Un’applicazione pratica
Nello studio dell’apparato digerente viene utilizzato il solfato di bario
come mezzo di contrasto per la radiografia. Il Kps di queto sale è
bassissimo, praticamnete è insolubile in acqua, e quindi nei liquidi
organici, questo sale non può essere assorbito dall’organismo e non può
esercitare azione tossica o talora letale.
BaSO4 (s)  Ba2+ (aq) + SO42- (aq)
KPS = [Ba 2+] [SO42-] = 1.1x10-10 M2
solubilità = [Ba 2+] = [SO42-] = 1.0x10-5 M
Il bario è caratterizzato, come tutti i mezzi di contrasto
positivi, da un alto numero atomico (Z = 56)
Di per sè lo ione Ba2+ è tossico per l’uomo, tuttavia la
piccola solubilità del solfato di bario, BaSO4 permette
l’uso di questa sostanza nella diagnostica medica.
radiografia dell’apparato digerente
Negli esperimenti di conducibilità elettrica delle soluzioni, si è scoperto che anche
l’acqua pura ha una sua conducibilità, pur molto bassa. Questa è, comuque, la prova
che anche l’acqua si dissocia formando ioni.
La dissoziazione è la seguente: H2O ⇄ H+ + OHQuindi esiste anche per essa un prodotto
K [H2O] = Kw = [OH-] [H+]
Questo prodotto è detto prodotto di solubilità o prodotto ionico dell’acqua.
Il suo valore è Kw= 1 x 10-14
Dato che gli ioni positivi sono uguali a quelli negativi, nell’acqua pura:
[H+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/L
Al fine di eliminare le notazioni esponenziali e facilitare la lettura dei numeri, è
stato introdotto il pH.
pH= logaritmo negativo in base 10 della concentrazione molare degli ioni H+
pH= - log10 [H+]
Ovviamente esistono anche pOH e il pK (definizione analoga)
Per l’acqua pura: pH = pOH = 7 mentre pK= pH + pOH = 14
Abbiamo visto che i Sali, in acqua, si sciolgono e si dissociano formando ioni,
cioè atomi provvisti di carica elettrica (dissociazione elettrolitica).
Ci sono altre due importanti altre classi di composti che subiscono, acnhe se
parzialmente lo stessom destino: gli acidi e le basi.
Acidi e basi sono molto diffusi in natura e nelle nostre case.
A
B
Acidi e soluzioni acide (A) e basi e soluzioni basiche (B)
sono9 comunemente utilizzati per la pulizia della casa e nel settore alimentare.
ACIDI
BASI
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Cratteristiche degli acidi e delle basi
Acidi: da acer, acris. Sostanze dal sapore pungente (frutta acerba, aceto, latte scaduto,
yogurt cc.). Sensazione secca al tatto, corrodono la pelle e molti metalli. Sciolgono le
sostanze calcaree.
Basi: nome derivato dall’uso diffuso come sostanze di partenza per ricavare i sali (per
reazione con gli acidi) e i saponi (per reazione con i grassi). Sapore amarognolo.
Scivolosi al tatto. Sciolgono i grassi (schiuma). Bruciano la pelle, corrodono pochissimi
metalli. Non sciolgono il calcare.
Acidi e basi possono colorare o decolorare in modo opposto alcuni coloranti antuarali: il tè,
la fucsina, la fenolftaleina, il metilarancio, gli antociani ecc.
Se si mettono a contatto, acido e base avviano una
reazione esotermica (a volte può essere causa di
incendio o di esplosioni) indicata come reazione di
neutralizzazione (o salificazione).
Il prodotto è proprio un sale che ha caratteristiche
neutre (nè acide, nè basiche)
N.B. Mai conservare acidi e basi nello stesso
armadio: pur chiusi nei loro contenitori, si
possono sviluppare vapori che, al chiuso,
possono concentrarsi e reagire).
Pur conosciuti da moltissimo tempo, solo a partire dalla fine del XIX secolo , acidi e basi si
studiarono in modo scientifico pervenendo a vere e proprie teorie.
In ordine cronologico ci sono tre teorie che prendono nome dai rispettivi autori:
1.
T. di Arrhenius (1887)
 Si definisce acido la sostanza che in acqua si dissocia liberando ioni H+
 Si definisce base una sostanza che in acqua si dissocia liberando ioni OH-
2.
T. di Bronsted e Lowry (1923)
Non esistono acidi e basi in senso assoluto e indipendente, ma una qualsiasi sostanza:
 si comporta da acido se, in soluzione acquosa, reagisce cedendo un protone (H+)
 si comporta da base una sostanza che, in soluzione acquosa, reagisce acquistando
un protone (H+)
Un protone può essere ceduto da una sostanza se c’è ne un’altra che lo acquista (e
viceversa).
3.
T. di Lewis (1930)
 Acido è quella sostanza che, in una reazione, acquista almeno un doppietto
elettronico libero.
 Base è quella sostanza che, in una reazione, perde almeno un doppietto elettronico
libero.
Teoria di Arrhenius e suoi limiti
Secondo Arrhenius. acido e base dipendono dai particolari ioni (H+ oppure OH-)
che rilasciano in acqua in seguito alla dissociazione.
Ma come spiegare il fatto che:
 l’ammoniaca NH3 in acqua si comporta da base: come può rilasciare l’OH-?
 l’anidride carbonica CO2 in acqua si comporta da acido: da dove viene l’H+ ?
Un’altro punto critico della teoria fu sollevato dai fisici:
 Lo ione H+ è solo un protone, come tale non può «vagare» libero: date le
dimensioni estremamente piccole, avrebbe una enorme densità di carica
perciò si deve «agganciare» a qualche altro atomo o gruppo atomico.
Tutti i punti critici furono superati da Bronsted e Lowry.
Lo ione H+ non è mai libero: è sempre legato ad altri atomi (o gruppi di atomi) e può
spostarsi da una sostanza ad un’altra.
L’ammoniaca NH3 , interagendo con l’acqua H2O le strappa un protone H+
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–
L’ammoniaca diventa ione ammonio NH4+, dell’acqua rimane lo ione OH–.
Per Bronsted e Lowry, l’ammoniaca è una base perchè acquista un protone
dall’acqua che si comporta da acido.
Per i due chimici il carattere acido o basico di una sostanza dipende, quindi, dal suo
comportamento rispetto allo ione H+:
 Acido è la sostanza che cede ioni H+
 Base è la sostanza che acquista ioni H+
Occorre precisare che, non esistendo ioni H+ isolati, una sostanza si comporta da
acido solo se interagisce con un’altra che si comporta da base e viceversa: si parla,
perciò, di reazione acido-base.
Trattandosi, inoltre, di reazione reversibile, all’equilibrio la specie chimica che ha
acquistato H+ tende a comportarsi da acido coniugato, cede, cioè, H+ (Lo ione NH4+
ritorna ammoniaca NH3 ) e quella che ha ceduto protoni si comporta da base
coniugata (lo ione OH- si riprende l’H+ ritornando H2O).
Un po’ più complessa è la spiegazione per la CO2
CO2 + H2O ⇄ H2CO3 + H2O ⇄ H3O+ + HCO3–
Inizialmente c’è una reazione di sintesi che porta alla formazione di acido
carbonico. Conseguentemente quest’ultimo, reagendo ancora con l’acqua, cede ad
essa un protone.
Reazione diretta:
H2CO3 cede H+  è acido
H2O acquista H+ 
è base
Reazione inversa:
HCO3– acquista H+  è base coniugata
acido coniugato
Anche in questo caso:
 Si tratta di reazione acido-base
 Si tratta di spostamento di H+
H3O+ (ione ossonio) è
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, l’acido perclorico è un acido in quanto è in
grado di cedere un idrogenione all’acqua.
In soluzione acquosa troviamo ioni ossonio H3O+ e ioni perclorato ClO4–.
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Le sostanze anfiprotiche
Negli esempi precedenti, l’acqua si comporta da acido o da base a seconda della
sostanza con cui reagisce.
Per tale comportamento, l’acqua viene definita sostanza anfiprotica.
Il suo comportamento è alquanto singolare.
Come visto in precedenza, essa è leggermente conduttrice, per cui forma ioni H+ e
ioni OHIn pratica:
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OHIn altri termini l’acqua si comporta allo stesso tempo da acido e da base
Anche lo ione bicarbonato HCO3- è anfiprotico:
funge sia da base:
HCO3- + H3O+ ⇄ H2CO3 + H2O
sia da acido:
HCO3- + H2O ⇄ CO32- + H3O+
Limiti della teoria di Bronsted e Lowry
La teoria di Bronsted e Lowry, basata sullo spostamento dello ione idrogeno, limita
la classificazione acido-base alle reazioni in soluzione acquosa, ma fuori
dall’acqua?
Pur se pochissimi, esistono casi di reazione acido-base fuori dall’acqua.
Per esempio l’ammoniaca NH3 reagisce con il cloruro di alluminio AlCl3 ma non
c’è spostamento di H+ : quale dei due è l’acido e quale la base?
AlCl3 + NH3 ⇄ AlCl3NH3
Dalle caratteristiche chimico-fisiche l’ammoniaca è classificata come base,
mentre il cloruro di alluminio come acido. Con la teoria di Bronsted e Lowry,
però, non si trova una spiegazione plausibile (nessuno dei due cede o acquista
H+ )
Lewis superò la criticità spostando l’attenzione sui doppietti elettronici liberi:
AlCl3 è acido in quanto cattura il doppietto libero sull’azono N, mentre l’NH3 è
base in quanto si priva del doppietto libero, impegnandolo in un legame.
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Soluzioni acquose acide e basiche
La stragrande maggioranza delle reazioni acido-base di esperienza comune (cibi,
cosmetici, prodotti per igiene e pulizia) avviene in soluzioni acquose: si parla,
perciò, di soluzioni acide e soluzioni basiche.
La manifestazione degli effetti (deboli o forti) è legata alla loro concentrazione.
Dato poi, come abbiamo finora studiato, che l’elemento fondamentale, in acqua, è
lo ione H+ (ceduto/acquistato), le caratteristiche acido/base delle soluzioni
dipenderanno proprio dalla concentrazione di questo ione.
Abbiamo anche visto che nell’acqua pura H2O ⇄ H+ + OH- con Kw= 1 x 10-14
quindi [H+] = [OH-] = 1x10-7 mol/L che è meglio esprimere come
pH = pOH = -log10 [H+] = 7.
L’acqua pura non ha alcun carattere acido o basico: si dice che l’acqua è neutra.
Non solo: tutte le volte che si scioglie in acqua una o più sostanze, se i valori delle
concentrazioni [H+] e [OH-] rimangono invariati, quindi il pH rimane pari a 7: la
soluzione sarà anch’essa neutra.
Cosa succede, invece, se nell’acqua sciolgo un acido oppure una base ?
Parlamo ora di valori numerici.
Le costanti Ka e Kb sono ottenute grazie a misure elettriche
(conduttimetri) e sono specifiche per ogni sostanza.
Per valori delle costanti pari o maggiori di 1, le concentrazioni degli
ioni sono alte per cui si tratta di soluzioni acide (o basiche) forti
(molto forti se le costanti sono molto maggiori di 1)
Per valori delle costanti inferirori a 1, vuol dire che le
concentrazioni degl ioni sono basse, per cui si parla di acidi (o basi)
deboli o molto deboli.
Ka ≥ 1  acidi forti
Kb ≥ 1  basi forti
Ka < 1 acidi deboli
Kb < 1 basi deboli
Acidi e basi forti
Considerando le soluzioni diluite, in caso di acidi forti (o basi forti), la
dissociazione (o la reazione, come dir si voglia) praticamente è completa, per
cui la concentrazione degli ioni chiave H+ (oppure OH-) si ricava
direttamente da quella dell’acido (o della base) di partenza. Molto semplice
se le molecole sono monofunzionali, cioè rilasciano un solo ione H+ (o OH-)
HA  H+ + A-
[ H+ ] = [HA]
Quindi pH = -log10 [ H+ ] = -log10 [ HA]
BOH  B+ + OH-
[ OH- ] = [BOH]
pOH = -log10 [ OH- ] = -log10 [ BOH] da cui pH= pK-pOH = 14 - pOH
Acidi e basi deboli
In ultimo occorre precisare che gli ioni gia presenti nell’acqua pura (10-7 mol/L)
sono trascurabili, se quelli aggiunti sono in concentrazione di ordine superiore a
10-6 mol/L