Acidi e basi deboli

Acidi e basi
L idrogenione
Un atomo di idrogeno è costituito da un
solo protone e un solo elettrone.
Se da un atomo di idrogeno estraiamo
l elettrone, abbiamo un protone, che è
il catione H+ detto idrogenione
Quando un composto in acqua si ionizza producendo
idrogenioni, come fa ad esempio l acido cloridrico HCl, il
protone, cioè lo ione H+, si lega con legame dativo all atomo
di ossigeno di una molecola di acqua. Si forma così il catione
H3O+, chiamato ione ossonio. Nello ione ossonio H3O+ i
nuclei dei quattro atomi si trovano ai vertici di una piramide a
base triangolare.
Ionizzazione dell acqua
Le molecole d acqua che riescono a ionizzare altre molecole d acqua
provocano la loro dissociazione in due ioni: l idrogenione H+ e lo ione
idrossido o ossidrilione OH–
Lo ione H+ è un protone nudo, con un raggio molto più piccolo di 0,1
pm. Questa particella con la sua carica fortemente concentrata, posta in
acqua sarà attratta fortemente dall estremità negativa del dipolo di una
molecola d acqua.
Raramente, in acqua, uno ione H+ viene trasferito
tra molecole di H2O
..
..
H:O: +
:O:H
..
H
..
H
..
H:O:H +
..
H
..
+
:O:H..
Autoionizzazione
dell acqua
(F. Kohlrausch, 1840-1910)
Prodotto ionico dell acqua (Kw)
siccome solo pochissime molecole di acqua sono ionizzate, la
concentrazione dell acqua [H2O] ha un valore costante (circa 55,5 mol/dm3).
Il prodotto delle concentrazioni degli idrogenioni e degli ioni
idrossido in acqua ha il valore costante di 10–14 a 25 °C.
Le concentrazioni dei due ioni sono tra loro inversamente
proporzionali, essendo il loro prodotto una costante, il Kw:
Ad esempio se la concentrazione degli ioni H+ in acqua è
10-5 mol/dm3:
Acidi e basi
•  Gli acidi e le basi sono fondamentali per la vita sulla
Terra.
•  Gli oceani sono il risultato di una gigantesca
titolazione acido-base: gli acidi fuoriusciti
dall interno della Terra sono stati titolati dalle basi
sprigionatesi dalle rocce primordiali.
•  Acido deriva dalla parola latina acidus : aspro.
•  Alcali , termine per indicare le basi, deriva da una
parola araba usata per indicare le ceneri ottenute
dalla combustione di certe piante (tra cui vi era la
potassa o carbonato di potassio).
Robert Boyle (1684): …gli alcali danno
soluzioni saponose….
Rouelle (1750): ..un sale neutro si forma dalla
reazione di un acido con qualsiasi sostanza che
possa comportarsi come base per il sale
Acido acetico
Acidi e basi di Arrhenius
Il chimico svedese Svante Arrhenius riuscì a spiegare meglio
le caratteristiche di acidi e basi. Egli osservò che gli acidi e
lebasi in soluzione conducevano la corrente elettrica, perché
davano luogo alla formazione di specie chimiche cariche
elettricamente, gli ioni. Arrhenius osservò che gli acidi sono
sostanze capaci di rilasciare in acqua idrogenioni H+, mentre
le basi in acqua liberano ioni idrossido OH-.
Acidi e Basi di Arrhenius
La teoria di Svante Arrhenius, chimico svedese
(1859-1927), si limita a definire composti in
soluzione acquosa perché si riferisce a ioni (H+ e
OH-) derivanti dall acqua.
Un acido secondo Arrhenius è una sostanza che incrementa la concentrazione
di ioni H3O+ in acqua, una base è una sostanza che incrementa la
concentrazione di ioni OH- in acqua.
Acidi e basi di Bronsted-Lowry
•  Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido, che può
essere una molecola o uno ione, rilascia un idrogenione
a condizione che possa trasferirlo a una base, che è
un altra molecola o un altro ione
L acido è la specie chimica donatore dell idrogenione, la base è
la specie chimica accettore.
Un acido è una specie chimica capace di cedere un
idrogenione a una base;
Una base è una specie chimica in grado di accettare un
idrogenione da un acido.
Acidi e Basi di Broensted e Lowry
•  Gli acidi sono donatori di ioni idrogeno (H+)
•  Le basi sono accettori di ioni idrogeno (H+)
HCl
+ H 2O
H3O+ +
Cl-
+
Donatore
Accettore
+
+
-
Coppie coniugate acido-base
base
acido
O
H
•  Una coppia di composti o di ioni che differiscono per una
unità H+ è chiamata coppia coniugata acido-base.
•  In ogni reazione acido-base che implica il trasferimento di
H+ esistono due coppie coniugate acido-base.
Forza degli acidi e delle basi
Gli acidi forti si ionizzano completamente (100%)
in soluzione acquosa.
HCl + H2O
H3O+ + Cl- (100 % ioni)
Le basi forti si dissociano (100%) completamente
in soluzione acquosa.
NaOH
Na+ (aq) + OH-(aq) (100 % ioni)
Acido forte (ionizzato al 100%)
[H3O]+ = concentrazione iniziale dell acido
0.1 M HCl(aq) + H2O(l) =
= 0.1 M H3O+(aq) + 0.1 M Cl-(aq)
Acido debole (ionizzato <10%)
[H3O]+ << concentrazione iniziale dell acido
Forze relative degli acidi e delle basi
•  Più forte è l acido, più debole è la sua base coniugata.
•  Più forte è la base, più debole è il suo acido coniugato.
Tutti i protoni
trasferiti nelle
reazioni vanno
dalla coppia
acido-base
coniugata più
forte verso la
coppia acidobase coniugata
più debole
Acidi
þ  Producono ioni H+ (sotto forma di H3O+) in acqua
þ  Producono anche uno ione negativo (-)
þ  Sapore aspro
þ  Corrodono i metalli
þ  Reagiscono con basi per formare sali ed acqua
Basi
l Producono ioni OH- in acqua
l Sapore amaro, calcareo
l Sono elettroliti
l Saponose al tatto, viscide
l Reagiscono con acidi per formare sali ed acqua
Antiacidi
l Vengono usati per neutralizzare
gli acidi dello stomaco (HCl).
l Alcuni contengono una o più basi deboli.
Alka-Seltzer: NaHCO3, acido citrico, e aspirina
Di-gel:
CaCO3 e Mg(OH)2
Gelusil:
Al(OH)3 e Mg(OH)2
Maalox:
Al(OH)3 e Mg(OH)2
Mylanta:
Al(OH)3 e Mg(OH)2
Acqua e scala del pH
H3O+ OH-
L’acqua pura contiene piccole, ma
quantità eguali di ioni H3O+ and OHH 2O + H 2O
H3O+
[H2O]2
Kw = costante di
ionizzazione dell acqua
=[H3O+][OH-]
OH-
ione idronio ione idrossido
1 x 10-7 M
1 x 10-7 M
+][OH-]
[H
O
3
K=
K[H2O]2= Kw
+
[
Kw
] = Concentrazione molare
=
[ H3O+ ] [ OH- ]
=
[ 1 x 10-7 ][ 1 x 10-7 ]
=
1,008 x 10-14 a 25°C
Acqua e scala del pH
Piuttosto che esprimere la concentrazione degli ioni idronio ed
idrossido utilizzando numeri molto piccoli o in forma
esponenziale, i chimici hanno scelto di utilizzare una funzione
della concentrazione che consentisse di convertire tali numeri in
numeri più convenienti.
pH = -log[H3O+]
pOH = -log[OH-]
Nell’espressione per [H3O+]
1 x 10-esponente
l’esponente = pH
+] = 1 × 10-pH M
[H3O
Range di pH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Acido
[H+]>[OH-]
Neutro
Basico
[H+] = [OH-]
[OH-]>[H+]
In acqua pura la concentrazione degli ioni ossidrili è uguale alla
concentrazione degli ioni idrogeno ed entrambi pari a 10-7 M, si ha
pH = - log(1,0 ×10-7) = 7
pOH = -log(1,0 × 10-7) = 7
Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 × 10-14
-log([H3O+][OH-] ) = -log(1,0 × 10-14)
-log([H3O+]) + (-log[OH-] ) = 14
pH + pOH = 14
Acidità e basicità delle soluzioni
pH delle soluzioni comuni
Basi forti
Acidi e basi forti
Acidi
forti
H3O+
Acidi e Basi forti
OH-
OH-
H3O+
Gli acidi fanno aumentare la concentrazione di H3O+.
Es.: HCl (g) + H2O (l)
H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Dopo aggiunta di acidi, [H3O+] è maggiore che in acqua pura: > 1 × 10-7M
All aumentare di H3O+, OH- diminuisce
[H3O+] > [OH-]
L aggiunta di base fa aumentare la concentrazione di ioni idrossido (OH-)
H 2O
Es. : NaOH (s)
Na+(aq) + OH- (aq)
Dopo aggiunta di base l [OH-] è più grande rispetto all acqua pura: [OH-]
> 1 × 10-7M
Quando OH- aumenta, H3O+ diminuisce
[OH-] > [H3O+]
Acidi e basi forti
•  Lo ione idronio è l acido più forte che può esistere
nell acqua.
•  Lo ione OH- è la base più forte che può esistere in acqua.
•  Quando vengono posti in acqua acidi e basi forti si ionizzano
completamente
EFFETTO LIVELLANTE DELL ACQUA
HCl, CA = concentrazione dell acido
[H3O+] = CA
pH = -log CA
NaOH, CB = concentrazione della base
[OH-] = CB
pOH = -log CB
Acidi e basi forti e deboli
Acidi e basi deboli
•  Molti acidi e basi sono deboli.
•  La forza relativa di un acido o di una base può essere
espressa quantitativamente con una costante di
equilibrio.
+]2 .
[H
O
3
Ka =
[HA]0 – [H3O]+
+]2
[H
O
3
Ka =
CA
[HA] = CA
[H3O+] << [HA]0
[H3O+] = √ KaCA
ACIDI E BASI
DEBOLI
Supponendo di avere un acido debole HA di concentrazione ca
e costante di dissociazione Ka
In prima
approssimazione
Acidi e basi deboli
•  Legge della diluizione di Ostwald: Un
elettrolita debole è tanto più dissociato
quanto più la soluzione è diluita.
Forza degli acidi e delle basi
•  Basicità degli ossidi metallici: in un dato gruppo periodico la basicità
degli ossidi tende ad aumentare man mano che si scende lungo il
sistema periodico.
•  Acidità degli ossidi dei non metalli: con l incremento del carattere
covalente gli ossidi diventano meno basici e più acidi.
•  Valori elevati del rapporto carica/dimensioni per i cationi ne fanno
aumentare l energia di idratazione (e in alcuni casi l idrolisi).
Acidità di ossiacidi
•  Acidità degli ossiacidi: la forza di un ossiacido dipende
da: (a) l elettronegatività intrinseca dell atomo
centrale; (b) l effetto induttivo dei sostituenti
HOCl < HOClO < HOClO2 < HOClO3
Acidi poliprotici
H2SO4 + H2O à H3O+ + HSO4-
Idrolisi
•  Quando un sale viene disciolto in acqua, la soluzione risultante
può essere acida neutra o basica a seconda della forza relativa
dell acido e della base dai quali il sale è formato.
Idrolisi
Idrolisi
• La quantità di sale che idrolizza è piccola nei confronti di cs per cui:
Idrolisi
Sale formato da acido
forte e base debole
Teoria acido-base di G. Lewis (1930)
•  Un acido è una sostanza che può accettare una
coppia di elettroni da un altro atomo per formare un
nuovo legame ed una base è una sostanza che può
donare una coppia di elettroni ad un altro atomo per
formare un nuovo legame.
A + B:
B:àA
Il risultato viene spesso chiamato addotto acido-base o complesso acido-base,
ed il legame accettore-donatore o legame covalente coordinato.
Acidi di Lewis
Numero di coordinazione di uno ione metallico in un
complesso è il numero di atomi donatori legati allo ione
centrale.
"   Idrossidi anfoteri: si possono comportare da acidi di Lewis e
reagire con una base di Lewis, oppure comportarsi da base di
Bronsted e reagire con un acido di Bronsted.
Reazione di neutralizzazione
acido forte-base forte
•  Quando vengono mescolati acidi e basi forti (i quali in
soluzione acquosa sono completamente dissociati), con le
stesse quantità di ioni idrogeno H+ e ioni idrossido OH-, la
soluzione risultante è neutra
NaOH (aq) + HCl(aq)
NaCl + H2O
base
acido
sale acqua
Ca(OH)2 + 2 HCl
CaCl2 + 2H2O
base
acido
sale
acqua
Soluzione tampone
•  Una soluzione tampone è una soluzione il
cui pH varia di poco per aggiunta di acidi o di
basi forti.
•  Per avere una soluzione tampone occorrono
due specie in soluzione: una capace di
consumare gli ioni OH- provenienti dalla
eventuale aggiunta di base, l altra capace di
consumare gli ioni H 3 O + provenienti
dall eventuale aggiunta di acidi.
Coppie acido-base coniugati: CH3COOH/
CH3COONa; NH4OH/NH4Cl
Soluzione tampone
•  Hanno importanza enorme, in particolare nei sistemi
biologici: per esempio, il sangue umano ha pH ≅ 7,4 e non
varia che di pochi centesimi di unità di pH, anche in
condizioni drammatiche; è infatti "tamponato"; se così non
fosse, molte reazioni biochimiche essenziali per la vita
verrebbero modificate o rese impossibili, con conseguenze
irreparabili (l'acidosi del sangue è molto pericolosa).
•  Data una soluzione acquosa di concentrazione CA di un
acido debole HA, e una concentrazione CS di un suo sale
A-. Approssimando [HA] = CA (dato che l'acido è debole,
perciò si dissocia in minima parte, tanto più che è già
presente A- che tende a far regredire la già bassa
dissociazione dell'acido) e
[A-] = CS
•  Sostituendo nella Ka di equilibrio dell'acido questi valori,
otteniamo
[H3O+] = Ka CA/CS
Soluzioni tampone
CH3COOH + H2O
CH3COONa + H2O
CH3COOH
CH3COONa
NH4OH
NH4Cl
CH3COO- + H3O+
CH3COO- + Na+
Soluzione tampone
Una eventuale diluizione (purché non eccessiva) non
porta a variazioni di pH, in quanto il rapporto CA/CS
non cambia. Se vengono aggiunte alla soluzione
quantità di acido o di base, relativamente piccole
rispetto alla quantità del tampone, queste danno
reazione quantitativa con A- o con HA; il rapporto CA/
CS cambia, ma di poco, perciò cambia poco anche il
pH.
•  L'effetto sul pH viene così "tamponato".
•  E' chiaro che il sistema sarà in grado di "tamponare"
quantità tanto maggiori di acido o di base, quanto
maggiori sono CA e CS (non il loro rapporto!). Si parla,
in questa ottica, di potere tamponante.
Indicatori di pH
pHmetro
Indicatore universale
•  Il pH di una soluzione può essere determinato chimicamente o
strumentalmente.
•  Metodo chimico: L indicatore, una sostanza che cambia colore in un
certo intervallo di pH. Generalmente un acido o una base debole.
Gli indicatori
[In-]
[HIn]
HIn + H2O = H3O+ + In+][In-]
[H
O
KIn = 3
[HIn]
KIn = [In-]
[H3O+] [HIn]
= x (se x = 0.1, 1 o 10 avremo colorazioni differenti)
Intervallo di viraggio, Campo di viraggio