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

Esistono 3 teorie che classificano gli acidi e le basi

TEORIA di ARRHENIUS

ACIDO: una sostanza capace di liberare ioni H⁺

BASE: una sostanza capace di liberare ioni OH^-

HCl_(aq) → H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

entrambi indicano uno ione H⁺ solvatato in acqua.

NaOH_(aq) → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

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^-

NH_3(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)

NH_3(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 CONIUGATO ACIDO-BASE

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Forza degli acidi

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

Acidi Forti

• Acido Cloridrico (HCl)
• Acido Bromidrico (HBr)
• Acido Iodidrico (HI)
• Acido Nitrico (HNO₃)
• Perclorico (HClO₄)
• Solforico (H₂SO₄) diprotico

Acidi deboli

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

Es.

• Acido Fluoridrico (HF)
• Acetico (HC₂H₃O₂)
• Formico (HCHO₂)
• Acido Solforoso (H₂SO₃)
• Carbonico (H₂CO₃)
• 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)

Percentuale di ionizzazione di un acido debole

% ionizzazione = ^[H₃O+]_equil. / [HA]_iniz. x 100

> [H₃O⁺] di un acido debole all'equilibrio ↑, con ↑ [HA]

> % minore 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

È una base che si ionizza completamente in soluzione

IA e IIA basi forti

1 M (OH)₂ formano 2 moli di OH⁻

Sr (OH)₂ → Sr²⁺ + 2 OH⁻

ACIDO: accettore di coppie di elettroni

BASE: donatore di coppie di elettroni

Espande di molto la categoria delle sostanze acide:

B_F3 + :N H₃ → F₃B : N H₃

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.

H⁺ + :Cl — Al^- — H ⟶ :Cl — Al — H

:Cl (^-) — Al — H

O^--_| C :O ^--_| H — O ⟶ H — O — C ⟶ H — O — C

(^-) : ^--_| : ^--_| H

* Alcuni cationi, avendo perso elettroni, possiedono orbitali vuoti e possono comportarsi da acidi.

Al³⁺ + 6 [ H₂O ] ⟶ [ Al ( H₂O )₆ ]³⁺