Chimica completo per semestre filtro

Per le basi, un equivalente è la quantità di sostanza che cede una mole di ioni OH- dissociandosi. Ad esempio, 1 mole di

●​ NaOH equivale a 1 Eq di OH-, e 1 mole di Ba(OH)2 equivale a 2 Eq di OH-.

Nelle reazioni redox, un equivalente è la quantità di sostanza che acquista (per un ossidante) o cede (per un riducente) una

●​ mole di elettroni.

Per i sali, un equivalente è la quantità di sostanza che per dissociazione produce una mole di carica elettrica ionica.

●​

Il numero di equivalenti è sempre un multiplo intero delle moli, con il coeff. di proporzionalità chiamato "valenza operativa" (VO).

Sebbene la molarità abbia ampiamente sostituito il concetto di equivalente nella chimica moderna, il concetto di equivalente

mantiene la sua importanza in alcuni settori biomedici, in particolare per il bilancio elettrolitico e i calcoli acido-base, dove

l'equivalenza di carica è di primaria importanza.

Ad esempio, il mantenimento dell'elettroneutralità nei fluidi biologici (la somma delle cariche positive deve essere uguale alla

somma delle cariche negative ) è spesso discusso in termini di concentrazioni equivalenti di cationi e anioni, dimostrando la sua

continua utilità pratica in specifiche applicazioni mediche.

CAP 5: Acidi, basi, sali, pH, soluzioni tampone; reazioni di ossido-riduzione ed elettrochimica

1. Teorie Acido-Base

Le teorie acido-base forniscono il quadro concettuale per comprendere la natura e il comportamento di queste classi di composti.

La loro evoluzione riflette una progressiva espansione della comprensione delle reazioni chimiche.

La Teoria di Arrhenius, la più antica tra quelle considerate, definisce un acido come una sostanza che produce ioni

●​ idrogeno (H+) in soluzione acquosa e una base come una sostanza che produce ioni idrossido (OH-) in soluzione acquosa.

Sebbene semplice e intuitiva, questa teoria è limitata alle reazioni che avvengono in acqua.

La Teoria di Brønsted-Lowry estende il concetto di acidi e basi oltre il solo ambiente acquoso, definendo un acido come

●​ un donatore di protoni (H+) e una base come un accettore di protoni. Questa teoria introduce il concetto fondamentale di

coppie acido-base coniugate: quando un acido dona un protone, si trasforma nella sua base coniugata, e viceversa. Questa

prospettiva è più versatile e applicabile a una gamma più ampia di reazioni.

La Teoria di Lewis rappresenta l'approccio più generale, definendo un acido come un accettore di coppie di elettroni e una

●​ base come un donatore di coppie di elettroni. Questa definizione include tutte le reazioni acido-base di Arrhenius e

Brønsted-Lowry, ma anche quelle che non comportano il trasferimento di protoni, offrendo una visione più profonda del

legame chimico e della reattività. La progressione da Arrhenius a Brønsted-Lowry e poi a Lewis non è semplicemente una

sequenza storica, ma un'espansione concettuale che ha permesso di analizzare un numero sempre maggiore di fenomeni

chimici. Questa comprensione più ampia è di importanza critica in biochimica; ad esempio, molti meccanismi enzimatici

coinvolgono interazioni acido-base di Lewis (come gli ioni metallici che agiscono da acidi di Lewis), anche quando non vi è

un esplicito trasferimento di protoni. Riconoscere questa evoluzione permette un'analisi più completa della reattività

biologica, andando oltre le semplici soluzioni acquose.

Un fenomeno chiave nelle soluzioni acquose è la reazione di autoprotolisi dell'acqua. L'acqua, essendo una molecola anfotera, può

agire sia da acido debole che da base debole, dissociandosi per produrre ioni H+ e OH-. La costante di equilibrio per questa reazione

è il prodotto ionico dell'acqua, Kw, che a 25°C ha un valore di 1.0 x 10^-14. Questo valore è fondamentale per la definizione delle

scale di pH e pOH.

2. Il Concetto di pH e pOH

Il pH (potenziale idrogenionico) è una misura della concentrazione di ioni idrogeno [H+] in una soluzione, ed è definito come il

logaritmo negativo in base 10 di tale concentrazione (pH = -log[H+]). Analogamente, il pOH è il logaritmo negativo della

concentrazione di ioni idrossido [OH-] (pOH = -log[OH-]). Queste scale forniscono un modo conveniente per esprimere l'acidità o la

basicità di una soluzione.

La scala del pH varia tipicamente da 0 a 14. Un pH di 7 indica una soluzione neutra, valori inferiori a 7 indicano acidità, mentre

valori superiori a 7 indicano alcalinità (basicità). A 25°C, la relazione tra pH e pOH è data da pH + pOH = 14.

Per illustrare la relazione tra le concentrazioni ioniche e i valori di pH e pOH, si presenta la seguente tabella:

Relazione tra [H+], [OH-], pH e pOH a 25°C

[H+] (M) pH [OH-] (M) pOH Carattere della Soluzione

1.0 x 10^-0 0.0 1.0 x 10^-14 14.0 Fortemente Acida

1.0 x 10^-3 3.0 1.0 x 10^-11 11.0 Acida

1.0 x 10^-7 7.0 1.0 x 10^-7 7.0 Neutra

1.0 x 10^-10 10.0 1.0 x 10^-4 4.0 Basica

1.0 x 10^-14 14.0 1.0 x 10^-0 0.0 Fortemente Basica

Questa tabella evidenzia come una piccola variazione nella concentrazione di ioni H+ o OH- si traduca in un cambiamento

significativo nel valore di pH o pOH, sottolineando la natura logaritmica della scala.

3. Forza di Acidi e Basi

La forza di un acido o di una base si riferisce alla loro capacità di dissociarsi o ionizzarsi in soluzione.

Le costanti di dissociazione Ka e Kb quantificano la forza degli acidi e delle basi deboli, rispettivamente. Un valore di Ka elevato

indica un acido forte, mentre un valore di Kb elevato indica una base forte. Per comodità, spesso si utilizzano i valori di pKa (-logKa)

e pKb (-logKb). Un pKa basso corrisponde a un acido forte, mentre un pKb basso corrisponde a una base forte.

Gli acidi forti e le basi forti si dissociano completamente in acqua, mentre gli acidi deboli e le basi deboli si dissociano solo

parzialmente. Esempi di acidi forti includono HCl, HNO3 e HClO4, mentre esempi di basi forti sono NaOH, LiOH e KOH. Tra gli acidi

deboli si trovano HF, HCOOH e HNO2, e tra le basi deboli NH3 e CH3NH2.

La distinzione tra elettroliti forti e deboli si basa sul loro grado di dissociazione. Una dissociazione completa (elettroliti forti) porta a

un'elevata concentrazione di ioni in soluzione, il che si traduce in una buona conduttività elettrica. Al contrario, una dissociazione

parziale (elettroliti deboli) comporta una minore concentrazione ionica e, di conseguenza, una conduttività più debole. Questa

relazione diretta tra grado di dissociazione e conduttività è fondamentale per comprendere come i sistemi biologici trasmettono

segnali elettrici. Gli elettroliti presenti nei fluidi corporei sono essenziali per la trasmissione degli impulsi nervosi, la contrazione

muscolare e il mantenimento dei potenziali di membrana. L'equilibrio e la precisa dissociazione di questi ioni sono vitali per il

corretto funzionamento fisiologico.

Gli indicatori di pH sono sostanze chimiche specifiche che assumono un colore diverso a seconda del pH dell'ambiente in cui si

trovano. Il loro colore è costante in una soluzione con una reazione specificata, ad esempio, l'arancio metile è rosso in una soluzione

altamente acida. La tabella seguente mostra alcuni esempi di indicatori di pH e i loro intervalli di viraggio:

Esempi di Indicatori di pH

Nome Indicatore Colore Forma Acida Colore Forma Basica Intervallo di Viraggio (pH)

Violetto di metile Giallo Blu 0.1 – 1.5

Metilarancio Rosso Giallo 3.1 – 4.4

Blu di bromofenolo Giallo Blu 3.0 – 4.6

Rosso metile Rosso Giallo 4.2 – 6.2

Blu di bromotimolo Giallo Blu 6.0 – 7.6

Fenolftaleina Incolore Rosso cremisi 8.0 – 9.9

Gli acidi poliprotici e le basi poliprotiche sono composti che possono donare o accettare più di un protone. Ogni dissociazione

protonica ha una propria costante di dissociaz. (ad es: Ka1, Ka2, ecc.), e le dissociazioni successive sono generalmente più deboli.

La forza relativa di un acido e di una base è inversamente proporzionale alla forza della loro base coniugata o acido coniugato,

rispettivamente. Un acido forte avrà una base coniugata molto debole, mentre un acido debole avrà una base coniugata

relativamente forte.

La relazione tra la struttura chimica e la forza degli acidi è un aspetto cruciale. Fattori come la forza del legame,

l'elettronegatività degli atomi coinvolti, la stabilizzazione per risonanza della base coniugata e gli effetti induttivi influenzano

significativamente la facilità con cui un protone può essere rilasciato, determinando così la forza dell'acido.

4. Calcolo del pH di Soluzioni Acquose

Il calcolo del pH varia a seconda che la soluzione contenga acidi/basi forti o deboli.

Per le soluzioni di acidi/basi forti, il calcolo del pH è diretto. Poiché si dissociano completamente in acqua, la concentrazione degli

ioni H+ (per gli acidi forti) o OH- (per le basi forti) è direttamente pari alla concentrazione iniziale dell'acido o della base. Esempio

numerico: Calcolare il pH di una soluzione 0.01 M di HCl (acido forte). Poiché HCl è un acido forte, si dissocia completamente: HCl →

H+ + Cl-. Quindi, [H+] = 0.01 M. pH = -log[H+] = -log(0.01) = 2.0.

Per le soluzioni di acidi/basi deboli, il calcolo del pH è più complesso e richiede la considerazione dell'equilibrio di dissociazione e

l'uso delle costanti Ka o Kb. Spesso si ricorre ad approssimazioni per semplificare i calcoli.

Esempio numerico: Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acido acetico (CH3COOH), sapendo che Ka = 1.8 x 10^-5. CH3COOH H+

⇌

+ CH3COO-

Iniziale: 0.1 M 0 0 Variazione: -x +x +x Equilibrio: 0.1-x x x Ka = [H+][CH3COO-] / [CH3COOH] = x^2 / (0.1-x) = 1.8 x 10^-5.

Assumendo che x sia molto più piccolo di 0.1 (0.1-x ≈ 0.1), si ha: x^2 / 0.1 = 1.8 x 10^-5 x^2 = 1.8 x 10^-6 x = [H+] = √(1.8 x 10^-6) = 1.34 x

10^-3 M. pH = -log(1.34 x 10^-3) = 2.87. L'assunzione è valida poiché x è < 5% di 0.1.

L'aggiunta di uno ione comune, come illustrato in , a una soluzione di un acido o una base debole, sopprime la dissociazione

dell'elettrolita debole. Questo fenomeno è una diretta applicazione del principio di Le Chatelier. Per esempio, se si aggiunge un

acido forte (che rilascia H+) a una soluzione di un acido debole, l'aumento della concentrazione di H+ sposta l'equilibrio di

dissociazione dell'acido debole verso i reagenti, riducendo ulteriormente la sua dissociazione.

Questo meccanismo è fondamentale per il funzionamento delle soluzioni tampone, che sono essenziali per mantenere un pH stabile

nei sistemi biologici. Grazie a questo effetto, il corpo è in grado di resistere a variazioni drastiche di pH, nonostante la produzione

costante di acidi e basi metaboliche.

5. Sali e Idrolisi

I sali sono composti ionici formati dalla reazione tra un acido e una base.