Reazioni acido-base

Le reazioni acido-base sono reazioni che coinvolgono il trasferimento dei protoni(ioni H+)da una specie chimica ad un'altra;un esempio è l'auto dissociazione dell'acqua.Queste sono le reazioni di neutralizzazione in cui un acido e una base reagiscono formando un sale e l'acqua.
HCl+NaOH-->NaCl+H20
ac. base sale acqua

Tutte le reazioni di neutralizzazione sono riconducibili alla reazione tra lo ione idrogeno H+ e lo ione idrossido OH-che porta alla formazione di una molecola d'acqua;infatti in ogni reazione avviene un trasferimento protonico dall'acido ad una molecola d'acqua,mentre la base produrrà sempre un OH- accettando un protone da un'altra molecola d'acqua.
H+ + OH- -->H20

Per Arrhenius l'acido è un composto che contiene idrogeno e che disciolto in acqua libera protoni H+;la base invece è un composto che disciolto in acqua libera ioni OH-.
Per Bronsted l'acido è un composto donatore di protoni H+;la base un composto accettore di protoni H+;questa teoria può essere applicata anche a solventi diversi dall'acqua.
Per Lewis l'acido è accettore di una coppia elettronica;la base è donatore di una coppia elettronica.

Le sostanze anfotere sono specie chimiche che possono comportarsi,a seconda dei casi,da acidi o da basi(anfotere);possono acquistare o cedere ioni H+(antiprotiche)e vanno incontro ad autoionizzazione;secondo la definizione di Bronsted l'acqua e l'ammoniaca sono sostanze anfotere.L'ammoniaca per esempio,nei sistemi acquosi è una base invece in presenza di composti con maggiore tendenza ad acquistare protoni si comporta da acido.Il comportamento di una sostanza anfotera dipende dalla forza acida o basica della sostanza con cui reagisce.

Molte sostanze anfotere sono anioni(per cui possono accettare protoni H+)che presentano atomi di idrogeno che possono essere liberati come protoni H+.Per questo molti anioni derivanti da acidi poliprotici sono sostanze afotere;un esempio è lo ione bicarbonico che funge sia da base che da acido.

Gli ossidi che si ottengono dai semimetalli hanno caratteristiche intermedie tra gli ossidi basici e acidi e per questo sono anfoteri.
Gli acidi proliprotici sono gli acidi che nella loro formula presentano un numero di idrogeni acidi dissociabili in H+ superiori a 1 e possono liberare a seconda dei casi uno o più protoni H+ andando incontro a dissociazioni complete o parziali.Questi possono essere monoprotici come l'acido cloridrico,diprotici come l'acido carbonico e triprotici come l'acido fosforico.

Viene definita base coniugata di un acido di Bronsted la base che si forma quando l'acido ha donato il suo protone;nel caso di acidi poliprotici la base coniugata si ottiene con la prima dissociazione dell'acido;viene definito invece acido coniugato della base di Bronsted l'acido che si forma dopo che la base ha acquistato il protone.
L'acido coniugato dell'acqua è lo ione idronio,la base è lo ione idrossido.

L'acqua è appunto una molecola anfotera che va incontro ad autoionizzazzione e la costante di equilibrio dell'acqua a 25° è:
Ke= H+ + OH- = 1,8*10^-16 -->È un valore basso infatti l'acqua si dissocia debolmente.
----------
H20
1 L d'acqua pesa 1000 g,quindi il numero di moli o concentrazione molare dell'acqua pura è data da: 1000/18g/mol=55,55
Costante di autoionizzazione dell'acqua: Kw=H+*OH-=1*10^-14 Pkw=-Log Kw=14
PH=-Log(H+) POH=-Log(OH-) quindi PH+POH=14

Costante di equilibrio di un acido in soluzione acquosa: Ka= H30+*A- pKa=-LogKa
---------
HA
Gli acidi proliprotici presentano invece diverse costanti di ionizzazione acida dovuta alla dissociazione dei loro idrogeni;quella della prima dissociazione è maggiore di quella della seconda ed è data dal prodotto delle due costanti ---> Ka=Ka1*Ka2

Un acido che presenta un alto valore della costante di acidità(Ka>1)è un acido che si ionizza in modo marcato e il prodotto al numeratore è maggiore di quello al denominatore;in tal caso è detto forte e presenta un basso valore di pKa(come l'acido solforico H2SO4).Se invece il valore della Ka è piccolo(Ka

La costante di ionizzazione basica Kb è: Kb= BH+OH- pKb=-LogKb
--------
B

Una base che si ionizza molto e presenta una Kb grande è forte(come l'idrossido di sodio NaOH);una base che ha un basso valore di Kb si ionizza poco ed è debole(come l'ammoniaca NH3).

Ka*Kb=Kw La conseguenza di questa relazione fra le due costanti è che se un acido è forte la sua base coniugata è debole;se un acido è debole la sua base coniugata è forte e viceversa.

L'acidità e la basicità delle soluzioni acquose è stabilita per mezzo della concentrazione idrogenionica espressa con PH-->=-LogH3O+
La scala di pH è una scala di valori che intercorrono tra 0 e 14 e si può valutare l'acidità delle soluzioni.La neutralità è espressa dal valore di pH dell'acqua pura.Con Ph da 0 a 7 sono soluzioni acide;da 7 a 14 sono basiche.Con pH=0 o 14 sono sostanze corrosive.

Ph acido forte: Ph=-LogHA Ph acido debole= pH=-Log radice di HA*Ka
Ph base forte: ph=-LogB ph base debole= ph=14-POH POH=-Log radice di B*Kb
PH=14-POH

La concentrazione iniziale di una base debole B è sempre più grande della concentrazione idrogenica OH-,il valore del pH è sempre minore del valore del Ph che avremo se la base fosse forte. OH-