Teoria di Chimica (parte 3)

Acidi e basi

Gli elettroliti sono sostanze che in acqua tendono a scindersi in ioni.

• Elettroliti forti: dissociazione totale.
• Es. NaCl → Na⁺ + Cl^-.
• Elettroliti deboli: dissociazione parziale.
• Es. CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺.

Danno dissociazione sostanze aventi atomi legati con legami covalenti polari e legami ionici.

Grado di dissociazione

Grado di dissociazione α

α = ^{n° molecole dissociate}/_{n° molecole presenti prima della dissociazione}

α = 0 non si ha dissociazione, non è un elettrolita.

α = 1 dissociazione completa, elettroliti forti.

0 teoria di Arrhenius

Un acido è una sostanza che sciolta in acqua libera ioni H⁺ o meglio H₃O⁺.

Una base è una sostanza che sciolta in acqua libera ioni OH^-.

Se un acido reagisce con una base si ha una reazione di neutralizzazione.

H⁺ + OH^- → H₂O

Acidi e basi forti si dissociano completamente ed esistono in soluzione solo come ioni; la reazione di dissociazione è irreversibile.

Acidi e basi deboli si dissociano parzialmente e in soluzione esistono in parte come ioni e in parte come molecole indissociate. La reazione di dissociazione è reversibile e si raggiunge con l'equilibrio.

Costante di dissociazione acida

K_a è una costante di equilibrio e, come tale, il suo valore esprime quanto la reazione sia spostata a destra, cioè quale sia la forza dell'acido.

HA_(aq) + H₂O₍₁₎ ↔ H₃O⁺_(aq) + A^-_(aq)

K_c = ^[H₃O+][A-]/_[HA][H2O]

K_a = ^[H₃O+][A-]/_[HA]

Più l'acido è forte, maggiore è la concentrazione di H₃O⁺ e maggiore è K_a.

Più l'acido è debole, minore sarà la percentuale di dissociazione di HA, minore è K_a.

Acidi forti e acidi deboli

Sono acidi forti:

• Acidi alogenidrici tranne HF.
• Ossiacidi in cui il n° di atomi di O supera di due o più il n° di protoni ionizzabili.

Sono acidi deboli:

• Acido alogenidrico HF.
• Acidi in cui H non è legato a O o ad un alogeno.
• Ossiacidi con n° di O uguale o maggiore di solo di 1 al n° di protoni ionizzabili.
• Acidi carbossilici.

Costante di dissociazione basica

Analoga a quella acida ma per le basi.

B_(aq) + H₂O₍₁₎ ↔ HB⁺_(aq) + OH^-_(aq)

K_b = ^[HB+][OH-]/_[B]

Basi forti e basi deboli

Sono basi forti:

• Composti solubili con ioni O^2- o OH^-.
• H₂O o MOH in cui M = metalli del gruppo 1A.
• MO o MOH in cui M = metallo del gruppo 2A.

Sono basi deboli:

• Ammoniaca (NH₃).
• Le ammine (derivate da NH₃).
• Basi coniugate di un acido medio-forte.

Forza acida

In tutti gli ossiacidi H è legato a un atomo di O. La forza acida degli ossiacidi dipende dall'elettronegatività del non metallo centrale ed il numero di atomi di O attorno ad esso.

Per gli ossiacidi con lo stesso numero di atomi di ossigeno attorno all'elemento centrale, la forza acida aumenta all'aumentare dell'elettronegatività di quest'ultimo.

Per gli ossiacidi con differenti numeri di atomi di ossigeno a un dato atomo centrale, la forza acida aumenta all'aumentare del numero di atomi di O.

La forza acida dei composti binari idrogeno-non metallo dipende dalla elettronegatività del non-metallo e dalla forza del legame H-non metallo.

La forza acida aumenta lungo il periodo.

La forza del legame diminuisce lungo il gruppo.

Acidi e basi

Gli elettroliti sono sostanze che in acqua tendono a scindersi in ioni.

• Elettroliti forti: dissociazione totale es NaCl → Na⁺ + Cl^-.
• Elettroliti deboli: dissociazione parziale es. CH₃COOH ⇌ CH₃COO^- + H⁺.

Danno dissociazione sostanze aventi atomi legati con legami covalenti polari e legami ionici.

Grado di dissociazione

α

α = ^{n° molecole dissociate} / _{n° molecole presenti prima della dissociazione}

α = 0 non si ha dissociazione, non è un elettrolita.

α = 1 dissociazione completa, elettroliti forti.

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