Concetti Chiave
- Gli acidi di Lewis accettano coppie di elettroni, mentre le basi di Lewis donano doppietti elettronici.
- L'ammoniaca (NH3) è un esempio di base di Lewis perché può donare due elettroni.
- Secondo la teoria di Lewis, l'acqua si comporta come una base grazie ai doppietti elettronici sull'ossigeno.
- Gli acidi poliprotici hanno più atomi di idrogeno ionizzabili, dissociandosi in più fasi con costanti di dissociazione (Ka) decrescenti.
- La forza degli acidi poliprotici diminuisce con ogni fase di dissociazione, con una diminuzione indicativa di 5 unità di pH tra le dissociazioni successive.
Acidi e basi di Lewis
Un acido di Lewis è una specie (atomo, molecola o ione) che è in grado di accettare una coppia di elettroni e-, mentre una base di Lewis è una specie in grado di donare un doppietto elettronico. Prendiamo il caso dell’ammoniaca NH3, di cui vediamo la struttura di Lewis: NH3 è una base in quanto è in grado di donare 2 elettroni.
In questo caso una reazione acido-base è una reazione di condivisione di coppie elettroniche.
Consideriamo ora l’acqua: per Arrhenius si comporta sia da acido che da base, lo stesso vale per Bronsted. Mentre per Lewis l’acqua si comporta da base, grazie ai due doppietti elettronici liberi presenti sull’atomo di O.
Acidi poliprotici
Si definisce poliprotico un acido che presenta più di un atomo di H ionizzabile per molecola. La sua dissociazione avviene quindi in più fasi. Si consideri HNA come acido poliprotico. Si avrà:1^ dissociazione: HNA + H20↔ H(N-1)A- + H3O+, da cui si otterrà Ka1;
2^ dissociazione: H(N-1)A- + H20 ↔ H(N-2)A2- + H3O+, da cui si otterrà Ka2;
3^ dissociazione: H(N-2)A2- + H20 ↔ H(N-3)A3- + H3O+, da cui si otterrà Ka3.
La forza dell’acido diminuisce al procedere delle dissociazioni, quindi Ka1>Ka2>Ka3. La variazione, molto in generale, è dell’ordine di 5 unità di pH (questo parametro è a scopo indicativo).
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