Appunti di Chimica generale

Acidi forti più comuni

• HCl: acido cloridrico
• HClO₄: acido perclorico
• H₂SO₄: acido solforico in 1^a dissociazione
• HNO₃: acido nitrico
• HI: acido iodidrico
• HBr: acido bromidrico

Basi forti più comuni

• NaOH: idrossido di sodio
• KOH: idrossido di potassio
• Ba(OH)₂: idrossido di bario
• Ca(OH)₂: idrossido di calcio
• Mg(OH)₂: idrossido di magnesio

Altri acidi

• H₂CO₃ → acido carbonico
• H₃PO₄ → acido fosforico
• H₂SO₃ → solforoso
• HNO₂ → nitroso

Acidi forti più comuni

• HCl: acido cloridrico
• HBr: acido perclorico
• H₂SO₄: acido solforico in 1^a dissociazione
• HI: acido iodidrico
• HBr: acido bromidrico

Basi forti più comuni

• NaOH: idrossido di sodio
• KOH: idrossido di potassio
• Ba(OH)₂: idrossido di bario
• Ca(OH)₂: idrossido di calcio
• Mg(OH)₂: idrossido di magnesio

Altri acidi

• H₂CO₃ → acido carbonico
• H₃PO₄ → acido fosforico
• H₂SO₃ → solforoso
• HNO₂ → nitroso

Acidi e basi forti

Sono acidi forti quelli che cedono protoni all'acqua in maniera completa; di conseguenza, le basi forti sono quelle che acquistano in maniera completa protoni dall'acqua.

Dire che un composto è completamente ionizzato o dissociato significa affermare che perdono in soluzione tutte le sue molecole, trasformando in ioni.

Se poniamo l'acido nitrico (acido forte) in acqua, esso avverrà in soluzione solo ioni H⁺ (più quantitativamente ioni H₂O⁺) e ioni NO₃^-:

HNO₃ —> H⁺ + NO₃^-

Acidi e basi deboli

Gli acidi e le basi deboli, quando si sciolgono in acqua, si ionizzano solo in minima parte mentre la rimanente in forma indissociata.

Per esempio l'acido acetico, in soluzione libera solo pochi ioni H⁺ e CH₃COO^-:

CH₃COOH ⇌ CH₃COO^- + H⁺

La doppia freccia richiama l'attenzione sulla contemporanea presenza in soluzione acquosa, di ioni H⁺ e CH₃COO^- e di molecole di CH₃COOH indissociate.

Tanto più elevato è il valore della costante acida o basica, tanto è più forte l'acido o la base.

Teorie acido-base

Arrhenius

Arrhenius: Un acido è una sostanza che, in acqua, libera ioni H⁺ (ione H⁺). Una base è una sostanza che, in acqua, libera ioni OH^- (ioni idrossido).

H₂SO₄ —> 2H⁺ + SO₄^2-

Bronsted-Lowry

Bronsted-Lowry: Un acido è una sostanza capace di cedere uno ione idrogeno a una base che lo possa accettare.

H₂SO₄ + 2H₂O —> 2H₃O⁺ + SO₄^2-

NH₃ + HCl —> NH₄⁺ + Cl^-

Lewis

Lewis: Un acido è una sostanza capace di accettare un doppietto di atomi da una base capace di donarlo.

BF₃ + F^- —> BF₄^-

Acidi e basi forti e deboli

La forza degli acidi e delle basi è definita dal grado di dissociazione per cui un elettrolita (un acido o una base) è: forte quando in soluzione acquosa può considerarsi completamente dissociato in ioni; è debole quando ha una dissociazione è parziale perché si stabilisce un equilibrio dinamico fra la parte dissociata e quella indissociata.

Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è rappresentabile con le seguenti reazioni di equilibrio:

HA + H₂O → A^- + H₃O⁺

Acido base coniugata

Nel caso di un acido forte, l'equilibrio può considerarsi tutto spostato a destra (un acido forte è coniugato con una base debole, che ha scarsissime tendenze ad accaparrarsi H⁺).

Negli altri casi, la reazione di dissociazione è bilanciata da quella opposta di ricombinazione.

A seconda che punta misurata sia più o meno grande rispetto a H₃O⁺ e A^- si parla di acidi medio forti, deboli...

Costante di acidità (K_a)

K_a = [H₃O⁺][A^-][HA]

Indica quanto la reazione di dissociazione si è spostata verso la formazione degli ioni H₃O⁺ e A^-

------------------------------------------

B + H₂O ← HB⁺ + OH^-

Base acido coniugato

Per le basi forti l'equilibrio è spostato a destra.

Costante di