Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Motta Alessandro, libro consigliato Chimica un approccio molecolare, Tro

Teorie degli acidi e delle basi

Teoria di Arrhenius

Acido: una sostanza capace di liberare ioni H⁺
Base: una sostanza capace di liberare ioni OH^-
HCl (aq) → H⁺ + Cl^-
H⁺ + :O: → H₃O⁺ (ione idrossonio)
Entrambi indicano uno ione H⁺ solvatato in acqua
NaOH (aq) → Na⁺ + OH^-
Gli acidi e le basi, reagendo tra loro, si neutralizzano a vicenda formando acqua:
H⁺ (aq) + OH^- (aq) → H₂O (l)

Teoria di Brønsted-Lowry

Acido: sostanza capace di donare protoni (ioni H⁺)
Base: sostanza capace di accettare protoni (ioni H⁺)
HCl (aq) + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-
NH₃ (aq) + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-
Pur non contenendo lo ione OH^-, è capace di produrlo se posta in acqua.
Secondo questa teoria, gli acidi e le basi sono presenti sempre contemporaneamente:
HCl (aq) + H₂O (l) → H₃O⁺ (aq) + Cl^- (aq)
NH₃ (aq) + H₂O (l) ⇌ NH₄⁺ (aq) + OH^- (aq)
Le sostanze, come l'acqua, che possono comportarsi sia da base sia da acido sono dette anfotere.
NH₄⁺ + OH^- ⇌ NH₃ + H₂O
Se scritta al contrario, la base della reazione diretta si è trasformata nell'acido della reazione inversa:
NH₃/NH₄⁺ coppia coniugata acido-base

Forza degli acidi

Un acido forte si ionizza completamente in soluzione, un acido debole si ionizza solo parzialmente.

• Acidi Forti
  • Acido cloridrico (HCl)
  • Acido nitrico (HNO₃)
  • Bromidrico (HBr)
  • Perclorico (HClO₄)
  • Iodidrico (HI)
  • Solfurico (H₂SO₄) diprotico
• Acidi deboli

  La doppia freccia indica una parziale ionizzazione.

  HF (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + F^- (aq)

  Se un acido è forte o debole dipende dal grado di attrazione tra A^- e H⁺.

  HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)

  Se l'attrazione tra A^- e H⁺ è debole, l'acido è forte.

  • Acido fluoridrico (HF)
  • Acido solforoso (H₂SO₃)
  • Acetico (H₂C₂H₃O₂)
  • Carbonico (H₂CO₃)
  • Formico (HCO₂H)
  • Fosforico (H₃PO₄)

La forza di un acido può essere quantificata dal valore della costante di ionizzazione acida (K_a), costante di equilibrio della reazione di ionizzazione di un acido debole in acqua.
HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)
HA (aq) ⇌ H⁺ (aq) + A^- (aq)
La costante di equilibrio è:
K_a = ^[H₃O+][A-]/_[HA] = ^[H+][A-]/_[HA]
Minore è K_a, minore è la forza dell'acido.

L'autoionizzazione dell'acqua

Come abbiamo visto, l’acqua è una sostanza anfotera anche allo stato puro, nel proprio processo di autoionizzazione:
H₂O (l) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH^- (aq)
H₂O (l) ⇌ H⁺ + OH^-
K_w = [H⁺][OH^-]
Costante di dissociazione dell’acqua
T = 25°C K_w = 1.0 x 10^-14

Quando [OH^-] = [H⁺] la soluzione è neutra
[OH^-] = [H⁺] = √K_w = 1.0 x 10^-7
In una soluzione acida, la concentrazione di H⁺ aumenta ma K_w = 1.0 x 10^-14 → OH^- deve diminuire:
[H⁺] = 1.0 x 10^-3
(1.0 x 10^-3)[OH^-] = 1.0 x 10^-14
[OH^-] = 1.0 x 10^-14 / 1.0 x 10^-3 = 1.0 x 10^-11 M

In una soluzione basica, aumenta [OH^-].
La scala del pH è il modo per specificare l'acidità di una soluzione:
pH = -log [H₃O⁺]
ES3O⁺]= -log [1.0 x 10^-3]= - (-3)= 3.00 soluzione acida.

Esiste anche la scala pOH, analoga a quella del pH, ma si riferisce a [H₃O⁺]
pOH = -log[OH^-]

L'acidità o la basicità può essere anche espressa in termini di pK_a:
pK_a = -logK_a

Calcolo delle concentrazioni di H₃O⁺ e di pH

Le reazioni responsabili dell'acidità della soluzione sono:
HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)   acido forte/debole
H₂O (l) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH^- (aq)   K_w = 1.0 x 10^-14

• Acidi forti

  La concentrazione di H₃O⁺ in una soluzione di acido forte è uguale alla concentrazione dell'acido dissociato in soluzione.

  0.10 M HA ➞ [H₃O⁺] = 0.10 M ➞ pH = -log(0.10) = 1

• Acidi deboli

  La concentrazione di H₃O⁺ non è uguale alla concentrazione dell'acido debole.

  HA (aq) + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^-   K_a

  Inizio: 0.10 0.00 0.00
  Cambiamento: - x + x + x
  Fine: 0.10 - x x x

  Per determinare x uso K_a

  K_a = ^[H₃O+][A-]/_[HA]= ^x2/_{0,10 - x}

Percentuale di ionizzazione di un acido debole:
% ionizzazione = _{concentrazione acido ionizzato}/^{concentrazione iniziale acido} × 100 = ^{[H₃O+]_equil.}/_[HA]iniz. × 100
> [H₃O⁺] di un acido debole all’equilibrio ↑, con ↓ [HA]
> % ioniz. di un acido debole ↑, ↓ [HA]

Miscele di acidi

• Acido forte + acido debole: gli ioni [H₃O⁺] provengono prevalentemente dall’acido forte
• Acido debole + acido debole: l’acido più debole non contribuisce in maniera significativa.

Soluzioni basiche

Basi forti

Basi forti: una base che si ionizza completamente in soluzione.
IA e IIA basi forti formano 2 moli di OH^-.
Sr (OH)₂ → Sr²⁺ + 2 OH^-

Basi deboli

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH^-
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-
Il grado di ionizzazione di una base debole può essere quantificato mediante la costante di ionizzazione basica (K_b):
K_b = [BH⁺][OH^-]/[B]
Minore è K_b, minore è la forza della base.

Calcolare il pH e la concentrazione di ioni OH^- in soluzioni basiche

Esempi di calcolo della concentrazione di OH^- e il pH delle seguenti soluzioni:

1. 0,225 M KOH
   [OH^-] = 0,225
   [H₃O⁺][0,225] = K_w = 10 x 10^-14
   [H₃O⁺] = 10 x 10^-14 / 0,225
   [H₃O⁺] = 4,44 x 10^-13
   pH = -log [4,44 x 10^-14] = 13,35
2. 0,0230 M Sr(OH)₂
   [OH^-] = 0,0230 M
   [H₃O⁺][0,0230] = 10 x 10^-14
   [H₃O⁺] = 333,3 x 10^-14
   pH = -log [333,3 x 10^-14] = 12,68

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-
NH₃ NH₄⁺ OH^-
Inizio: 0,200 0,00 0,00
Cambiamento: - x + x + x
Fine: 0,200 - x + x + x
K_b = [NH₄⁺][OH^-]/[NH₃]
K_b = x² / (0,200 - x)
1,76 x 10^-5 = x² / 0,200 - x
x = 1,33 x 10^-3

[OH^-] = 1,33 x 10^-3 M
[H₃O⁺][OH^-] = 10 x 10^-14
[H₃O⁺] = 7,52 x 10^-12
pH = -log (7,52 x 10^-12) = 11,12

Proprietà acido-base di ioni e sali

Anioni come basi deboli

Ogni anione può essere considerato come la base coniugata di un acido

Un anione che è la b.c. di un acido debole è una base debole K_a x K_b = K_w
Un anione che è la b.c. di un acido forte dà origine a soluzioni con pH neutro

Cationi come acidi deboli

Cationi che sono cationi di basi forti

• NaOH si dissocia completamente
• Ione idrossido non influenza il pH

Cationi che sono basi coniugate di basi deboli

Ognuno di questi cationi si comporta come un acido debole K_a x K_b = K_w
Cationi metallici piccoli con elevata carica formano soluzioni debolmente acide
Al³⁺, Fe³⁺

Al(H₂O)₆³⁺ + 6 H₂O → Al(H₂O)₆³⁺
Al(H₂O)₆³⁺ + H₂O ⇌ Al(H₂O)₅(OH)²⁺ + H₃O⁺

Soluzioni saline acide, basiche o neutre

1. I sali costituiti da un catione e da un anione con caratteristiche neutre danno luogo a soluzioni neutre.

• NaCl
• Ca(NO₃)₂
• KBr

2. I sali costituiti da un catione con caratteristiche neutre e da un anione a caratteristiche basiche danno luogo a soluzioni basiche.

• NaF
• Ca(CH₃COO)₂
• KNO₂
  Gli anioni sono le basi coniugate di acidi deboli

3. I sali costituiti da un catione con caratteristiche acide e da un anione a caratteristiche neutre danno luogo a soluzioni acide.

• FeCl₃
• Al(NO₃)₃
• NH₄Br
  I cationi sono acidi coniugati di basi deboli/cationi metallici ad elevata carica

4. I sali costituiti da un catione con caratteristiche acide e da un anione con caratteristiche basiche danno luogo a soluzioni il cui pH dipende dalle forze relative dell'acido e della base.

• FeF₃
• Al(CH₃COO)₃
• NH₄NO₂
  Il pH si determina confrontando la Ka dell’acido con la Kb della base.

Riassumendo

Acidi poliprotici

Un acido che contiene due o più protoni ionizzabili

• (₂SO₃)
• (₃P₄)

H₂SO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HSO₃^-(aq)
HSO₃^-(aq) ⇌ H⁺(aq) + HSO₃^2-(aq)
K_a1 = 1.6 x 10^-2
K_b2 = 6.6 x 10^-8 più piccolo

Lewis: 3^a teoria acidi-basi

Mentre la teoria di Brønsted-Lowry si basa sul trasferimento di protoni, la teoria di Lewis si basa sul trasferimento di coppie solitarie di elettroni.
H⁺ + NH₃ → [H∙∙NH₃]⁺
È una base perché dona una coppia di elettroni.
Acido: accettore di coppie di elettroni
Base: donatore di coppie di elettroni
Espande di molto la categoria delle sostanze acide:
BF₃ + NH₃ → F₃B : NH₃
Un acido di Lewis possiede un orbitale vuoto che può accettare una coppia di elettroni.
Tutte le molecole che non presentano l’ottetto nell’atomo centrale possono comportarsi da acidi di Lewis.
Cl Al Cl + N H H → Cl Al N H
Alcuni cationi, avendo perso elettroni, possiedono orbitali vuoti e possono comportarsi da acidi.
Al³⁺ + 6 H O H → Al H O H₆³⁺

Definizione acidi-basi

Acidi | Basi
Secondo Arrhenius
Bronsted-Lowry cede H⁺ | acquista H⁺
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-
Base | Acido | Acido coniugato | Base coniugata
Secondo Lewis
Acquista una coppia elettronica | dona una coppia elettronica

Acidi forti

In acqua si dissocia completamente
HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl^-
H₃O⁺ transita tra Cl e H₂O

Basi forti

Acidi deboli

Non si dissociano completamente
HF + H₂O ⇌ HF + F^- + H₃O⁺

Basi deboli

L'acqua è anfiprotica, si comporta sia da acido che da base.