Acidi e Basi

Gli acidi e le basi sono conosciuti fin dai tempi antichi. Popolazioni come gli egiziani e i greci sapevano che alcuni alimenti avevano caratteristiche comuni , come per esempio il gusto amaro o aspro.

Nel periodo degli alchimisti giunsero alla scoperta e alla produzione di tre acidi importanti:
Acido cloridrico
Acido solforico
Acido nitrico

Nel 1680 Boyle, con il libro “Il chimico scettico”, si occupò anche di acidi e alcali. Mise in evidenza come tutte le sostanze acide fossero caratterizzate da un sapore aspro, mentre gli alcali da sapore amaro. Affermò, inoltre, che gli alcali potessero essere ricavati dalle ceneri delle piante.

Nel 1700 Lavoisier scoprì che mettendo in acqua alcuni ossidi, essi reagivano dando soluzioni acide: ritenne l’ossigeno il responsabile della formazione dell’acido.

Nel 1887 Arrhenius fu il primo ad occuparsi in modo sistematico di questi composti; li studiò e ne diede una definizione concettuale e una sperimentale. Fu il primo a definire una TEORIA DEGLI ACIDI E DELLE BASI (TEORIA DI ARRHENIUS):

ACIDI


Sapore aspro
A contatto con un indicatore gli fanno assumere una colorazione caratteristica
A contatto con metalli anfoteri liberano idrogeno
A contatto con una base la neutralizzano
Le soluzioni acide conducono la corrente elettrica

BASI


Sapore amaro
Untuose e scivolose al tatto
Capacità detergente
A contatto con un indicatore gli fanno assumere una colorazione caratteristica
A contatto con metalli anfoteri liberano idrogeno
A contatto con un acido lo neutralizzano
Le soluzioni basiche conducono la corrente elettrica

La conducibilità interessò molto Arrhenius. Capì che centravano gli ioni e dedusse che gli acidi e le basi producevano ioni.
ACIDO: in soluzione acquosa libera ioni H+
BASE: in soluzione acquosa libera ioni OH-
L’aspetto comune alle basi sono gli ioni OH-, mentre agli acidi sono gli H+.
Le definizioni di Arrhenius sono valide solo se consideriamo soluzioni acquose.
Per trent’anni la teoria di Arrhenius fu incontrastata, ma poi si capì che era restrittiva.

Nel 1920 venne creata una nuova teoria: la TEORIA DI BRONSTED E LOWRY
ACIDO: sostanza in grado di cedere protoni (H+)
BASE: sostanza in grado di accettare protoni
La BASE CONIUGATA di un acido è la specie chimica che rimane dopo che l’acido ha ceduto un protone
L’ACIDO CONIUGATO è la specie chimica che si forma dall’unione della base con il protone ceduto dall’acido

ASPETTI:
Se c’è una sostanza che cede deve essercene una che riceve
È acido una sostanza che possiede un H+ nella molecola legato ad un atomo più elettronegativo
È base una sostanza che ha un doppietto di elettroni per fare un legame dativo con gli H+
Se unisco un acido e una base ottengo una base coniugata e un acido coniugato

Un’ultima teoria fu quella di LUIS
ACIDO: sostanza che può accettare un doppietto di elettroni (elettrofilo)
BASE: sostanza che può cedere un doppietto di elettroni (nucleofilo)
H+ è un acido quando è in grado di fissare un doppietto
NH3 è una base quando è in grado di donare un doppietto
Lo ione ammonio è tipicamente un acido
Si fa riferimento alla struttura elettronica

Consideriamo un bicchiere di acqua distillata. Se uso dei normali elettrodi per fare la prova di conducibilità non ottengo alcun risultato. Se opero con strumentazioni sofisticate noto una bassa conducibilità. Posso pensare che l’acqua va incontro a ionizzazione.
H2O→H+ + OH- forma teorica
2 H2O→H3O+ + OH- forma pratica
E’ una reazione all’equilibrio, quindi posso scriverne una costante
Keq = [H+] [OH-] Il suo valore è molto basso:
[H2O] Keq = 1.8 • 10
Questo conferma che gli ioni sono molto pochi; l’equilibrio è molto spostato verso sinistra.

Le molecole ionizzate sono pochissime. Il valore delle molecole non ionizzate si mantiene costante:
Keq [H2O]= [H+] [OH-]
Devo trovare la concentrazione di acqua:

1000 ml = 1000 g perché d = m d = 1 PM (H2O) = 18 u
v
moli = 1000 g moli = 55.5
18 g
Keq = 1.8 •10 [H2O] = 55.5
1.8 •10 • 55.5 = [H+] [OH-] 100 •10 = [H+] [OH-]
10 = [H+] [OH-] prodotto ionico dell’acqua
[H+] = 10 = 10 [OH-] = 10 = 10

Il prodotto ionico dell’acqua è indicato come Kw.
Qualsiasi soluzione acquosa che abbia H+ = OH- è detta soluzione NEUTRA
Se gli H+ sono maggiori degli OH- la soluzione è detta ACIDA
Se gli OH- sono maggiori degli H+ la soluzione è detta BASICA

Se aumentano gli H+ devono diminuire gli OH- e viceversa. Considerando la concentrazione degli ioni dobbiamo usare potenze esponenziali o numeri decimali: questo aveva messo in difficoltà i chimici.
Nel 1909 Sorensen propose di esprimere la concentrazione degli H+ con un sistema di numeri interi: il pH pH = -log[H+]
I valori del pH variano da 0 a 14.
Se pH è maggiore di 7 la soluzione è basica.
Se pH è uguale a 7 la soluzione è neutra.
Se pH è minore di 7 la soluzione è acida.
Analogamente si può definire il pOH come: pOH = -log[OH-]
Il prodotto ionico dell’acqua si può definire come pH + pOH = 14

Per determinare sperimentalmente il valore del pH si utilizzano:
Indicatori: sostanze complesse di natura organica che assumono un diverso colore a seconda se nella forma indissociata o dissociata
IndH → Ind- + H+

Ogni indicatore ha un punto di viraggio diverso; per questo non è in grado di determinare se la soluzione è acida, basica o neutra.
Piaccametro: strumento elettronico che indica direttamente il pH quando i suoi elettrodi sono immersi nella soluzione
Cartina universale: striscia imbevuta di una miscela di di indicatori ed essiccata; quando la cartina viene a contatto con la soluzione assume una particolare colorazione a seconda del pH: il confronto di tale colorazione con una scala cromatica riportata sulla confezione della cartina, permette di individuare il pH

Gli acidi e le basi che in soluzione acquosa ionizzano completamente sono detti ACIDI E BASI FORTI. Al contrario gli acidi e le basi che in soluzione acquosa ionizzano parzialmente sono detti ACIDI E BASI DEBOLI
Per capire se un acido è forte o debole considero la formula molecolare e faccio la differenza tra gli ossigeni e gli idrogeni: più alta è la differenza più forte è l’acido.
Le basi dei metalli alcalini e degli alcalinoterrosi sono forti, le altre sono deboli.
Considero gli OH- e gli H+ se considero Arrhenius, considero solo gli H+ se faccio riferimento a Bronsted e Lowry.

La titolazione è un metodo di analisi quantitativa che permette di determinare la concentrazione di una soluzione, di cui si preleva un volume noto, facendola reagire con un’altra soluzione a volume e concentrazione noti. La relazione che permette di determinare la concentrazione della soluzione incognita è : V1 • N1 = V2 • N2 dove V = volume in litri, N = concentrazione in normalità. La normalità è il prodotto tra la molarità della sostanza e la valenza.

Poiché nelle soluzioni acide o basiche esiste un equilibrio tra le molecole indissociate e gli ioni, posso scrivere una costante di dissociazione per gli acidi (Ka) e una costante di dissociazione per le basi (Kb)

La Ka ci dice:
Se è un valore alto, l’equilibrio è spostato verso destra
Se è un valore basso, l’equilibrio è spostato verso sinistra
Gli acidi e le basi sono dei composti opposti tra loro: se li unisco si neutralizzano a vicenda

L’IDROLISI è l’interazione tra un sale e l’acqua per formare soluzioni acide o basiche. Quando un sale viene messo in acqua dissocia in ioni. Il tipo di soluzione che si ottiene, acida o basica o neutra dipende dalla forza dell’acido o della base da cui gli ioni provengono.
Una soluzione può essere:
Neutra: quando il sale deriva da un acido forte e da una base forte oppure da un acido debole e da una base debole con costanti di dissociazione simili
Acida: quando il sale deriva da una base debole e un acido forte
Basica: quando il sale deriva da un acido debole e da una base forte

Le soluzioni tampone sono sistemi in grado di mantenere il valore di pH costante anche se vengono addizionate piccole quantità di H3O+ (H+) o OH-.
Sono formati da:
Acido debole + il suo sale o la base coniugata
Base debole + il suo sale o l’acido coniugato
Il potere tamponante è tanto più efficace tanto più la concentrazione dei componenti della soluzione è uguale

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