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Acidi e basi


Definizione di Arrhenius:
Acido: sostanza che in acqua libera ioni H+
Base: sostanza che in acqua libera uno ione OH-

Questa definizione però non va bene in alcuni casi. Per esempio nella reazione tra NH3 e HCl, l’ammoniaca libera un protone (H+), donandolo all’acido cloridrico. Questo avviene anche in fase gassosa, non per forza in soluzione. Quindi, la definizione di Arrhenius non è più completamente valida e ne è necessaria una nuova.

Definizione di Bronsted-Lowry

Acido: sostanza che libera protoni
Base: sostanza che accetta protoni

In base a questa definizione, l’HCl di prima è quindi un acido (acido cloridrico) perché dona un protone e H2O una base perché lo acquista. La differenza con la definizione data prima è che questa reazione non deve avvenire per forza in acqua.

Le reazioni acido-base di Bronsted-Lowry possono essere considerate come equilibri chimici, quindi possiamo leggerle da sinistra a destra e viceversa. Considerando la reazione di prima possiamo quindi dire che HCl + H2O -> H3O+ + Cl-
Leggendo da destra questa reazione Cl- diventa la base perché è disponibile ad accettare un protone, mentre H3O+ è l’acido perché disponibile a cederlo. Nella reazione possiamo notare che esistono due coppie che differiscono di un protone. Una di queste è chiamata coppia coniugata acido-base. Nel nostro caso HCl (acido) e Cl- (base) sono la prima coppia coniugata, mentre H2O (base) e H3O+(acido) sono la seconda coppia coniugata. L’acido coniugato, quindi, è la sostanza della coppia che cede un protone, mentre la sua base coniugata è la sostanza in grado di accettarlo. I due differiscono di un solo protone.

Una sostanza è anfotera o anfiprotica quando si può comportare sia da acido che da base, in base alla sostanza con cui viene messa a reagire. Un classico esempio è l’acqua. Infatti se la si fa reagire con HCl si comporta da base, acquistano il protone (vedi reazione sopra), mentre se reagisce con l’ammoniaca si comporta da acido, cedendo il protone. In particolare H2O + NH3 <-> NH4+ + OH- l’acqua ha ceduto un protone.

Per quanto riguarda la forza di acidi e basi coniugate che reagiscono all’equilibrio possiamo dire che
• Un acido forte cede più facilmente un protone, viceversa la base forte lo acquista più facilmente
• Nella coppia coniugata se l’acido è forte, la base coniugata è debole e viceversa; quanto più è forte l’acido, tanto più debole sarà la base e viceversa

• Acido forte e base forte si trovano sempre dallo stesso lato dell’equazione (nota: non costituiscono la coppia); la stessa cosa vale per quelli deboli
• L’equilibrio della reazione è sempre spostato dal lato in cui si trovano l’acido e la base debole. Questo perché se sono a sinistra, essendo deboli faticano a reagire, in quanto l’acido cede il protone difficilmente e la base lo acquista difficilmente; se sono a destra significa che a sinistra ci sono un acido e una base forti e tra loro reagiscono completamente, formando molti prodotti (equilibrio spostato verso destra, verso i più deboli)
• Conoscendo la forza degli acidi e delle basi, siamo quindi in grado di determinare da che lato è spostato l’equilibrio

Con l’utilizzo della tavola periodica si può determinare la forza degli acidi.

Acidi binari
La forza degli acidi binari aumenta da sinistra a destra e dall’alto verso il basso.
• Da sinistra a destra aumenta l’elettronegatività. Questo determina che l’atomo centrale attira maggiormente verso di sé gli elettroni, lasciando l’H parzialmente scoperto (addensamento di δ+). In questo modo è più facile spezzare il legame e l’acido quindi è più propenso a perdere l’H+.
• Dall’alto verso il basso l’atomo aumenta di dimensioni. Questo determina dei legami meno forti e quindi è più facile spezzarli. L’acido così più ha l’atomo centrale grande più tende a perdere l’H+.

Ossiacidi

In ogni ossiacido c’è un legame O-H. Più l’H rimane scoperto, più l’acido sarà forte. Questo accade quando:
• l’atomo centrale è molto elettronegativo, perché attira verso di sé gli elettroni dell’O che a sua volta tira quelli dell’H.
• Un ossiacido è anche più forte se contiene più ossigeni solitari, ovvero quelli non implicati nel legame O-H. Gli ossigeni solitari sono in grado di attirare verso di sé la nube elettronica dell’atomo centrale, che a sua volta attira quella dell’O (del legame O-H), che a sua volta attira quella dell’H, lasciandolo parzialmente scoperto.
Quindi un ossiacido è forte se contiene più ossigeni e, a parità di O, se l’atomo centrale è più elettronegativo.

Acidi e basi di Lewis

Acido: sostanza che può accettare la condivisione di un doppietto di elettroni per formare un legame di covalenza. Solitamente hanno il livello di valenza incompleto (NH3)
Base: sostanze che mette in condivisione un doppietto di elettroni per formare un legame di covalenza. Solitamente hanno il livello di valenza completo oppure con coppie non condivise (BF3).

Un acido di Lewis è anche una sostanza che ha all’interno doppi legami. Infatti, è in grado di spostare un doppietto condiviso sull’atomo con cui è legato e di accettarne un altro, comportandosi quindi da acido di Lewis. Per esempio CO2.

Un acido di Lewis può anche accogliere più doppietti oltre la completezza del livello di valenza. Di solito sono gli atomi centrali dal Terzo Periodo in poi. Per esempio SO2.
Dal momento che le basi e gli acidi forti in acqua sono completamente dissociati, a 1 mol di acido corrisponde 1 mol di H+. Quindi in una soluzione 0.010M di HCl, la concentrazione di H+ sarà 0.010M. la stessa cosa vale per le basi forti e gli OH-. Se però una base rilascia più molecole di OH-, allora bisogna aggiustare la concentrazione di OH- partendo dalla base. Per esempio in Ba(OH)2 per una mole di idrossido di bario si liberano due moli di OH-. In una soluzione 0.02M di Ba(OH)2 la concentrazione di OH- sarà quindi 0.04M.

Per gli acidi e le basi deboli, invece, il discorso è diverso. Infatti, non dissociandosi completamente non è possibile semplificare la molarità della soluzione con la concentrazione di H+. Si usa così la costante di dissociazione acida Ka.

In una reazione NH4+ + H2O <-> H3O+ + NH3 la Kc viene definita come [H3O+][NH3]/[NH4][ H2O]. Come si è visto prima [H2O] è costante, quindi la si può inglobare nella Kc facendo
Kc*[H2O]= [H3O+][NH3]/[NH4]=Ka
In generale si può definire Ka = [H+][A-]/[HA]. Si può anche definire il pKa = -logKa
Questa costante di dissociazione acida determina la forza di un acido: quanto più è grande tanto più è forte l’acido. Di conseguenza quanto più è grande pKa tanto più debole è l’acido.

Lo stesso discorso vale per le basi deboli, dove si utilizza la costante di dissociazione basica Kb. Considerando B + H2O <-> BH+ + OH-
Kb=[BH+][OH-]/
pKb = -logKb
L’andamento è uguale come per il Ka.

In una reazione acido-base il prodotto tra Ka e Kb di una coppia coniugata è Kw. Infatti
HCHO2 + H2O<-> H3O+ + CHO2- è la reazione
Ka=[H3O+][CHO2-]/[HCHO2]

La base coniugata di HCHO2 è CHO2-, che reagisce secondo l’equazione
CHO2- + H2O <-> HCHO2 + OH-
Quindi Kb=[ HCHO2][ OH-]/[ CHO2]

Facendo il prodotto tra le due costanti risulta
Ka * Kb =[H3O+][CHO2-]/[HCHO2]* [ HCHO2][ OH-]/[ CHO2]=[H3O+][OH-]=Kw
Questa relazione vale per tutte le coppie coniugate acido-base.

Ne deriva ancora che pKa + pKb = pKw = 14.00 (a 25°C)

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