Riassunto esame Chimica, Prof. Francia Carlotta, libro consigliato Chimica , Silberberg

Proprietà degli acidi e delle basi

UGUALE O SUPERA SOLO DI UNO IL NUMERO DI PROTONI UTILIZZABILI, GLI ACIDI CARBOSSILICI. La forza degli ossiacidi dipende dall'elettronegatività del non metallo centrale e dal numero di atomi di O attorno ad E. Per gli ossiacidi con lo stesso numero di atomi di O attorno a E, la forza acida aumenta all'aumentare dell'elettronegatività di E. Con differenti numeri di atomi di ossigeno attorno a un dato E, la forza acida aumenta all'aumentare del numero di atomi di O. La forza acida aumenta lungo un periodo e lungo un gruppo.

SONO BASI FORTI I COMPOSTI SOLUBILI CONTENENTI IONI O2- O OH-, ICATIONI SOLO QUELLI DELLAMAGGIOR PARTE DEI METALLI ATTIVI, M2O O MOH IN CUI M FA PARTE DEL GRUPPO 1A, MO O M(OH)2 IN CUIM FA PARTE DEL GRUPPO 2A. SONO BASI DEBOLI L'AMMONIACA, LE AMMINE E LE BASI CONIUGATE DI UN ACIDO MEDIO-FORTE.

86Br∅nsted- Lowry quando un acido e una base reagiscono per formare la loro base coniugata e avviene una reazione diil loro acido coniugato.

una reazione procede in prevalenze nel verso in cui si forma la specie più debole.

Si tenga presente che un acido più debole ha una base coniugata più forte e viceversa. Infatti, l’acido debole cede il suo protone meno facilmente perché la sua base coniugata lo trattiene più facilmente.

Una reazione acido-base procede verso destra se l’acido reagisce con una base che è più in basso della scala perché ciò produce una base coniugata più debole e un acido coniugato più debole.

Dallo studio del comportamento degli acidi deboli è emerso il fatto che al diminuire la concentrazione dell’acido, il grado di dissociazione dell’acido aumenta. Questo comportamento è in accordo con il principio di Le Chatelier; infatti, si può notare la soluzione di un acido più diluita come una soluzione a cui è stata aggiunta acqua.

Tutte le basi di Br∅nsted- Lowry sono anche basi di Lewis. L'acido di Lewis è un orbitale vuoto per accettare una coppia solitaria (base) e molte sostanze che non sono acidi di Br∅nsted- Lowry sono acidi di Lewis, quindi la definizione di Lewis espande la classe degli acidi.

Gli acidi di Lewis con legami multipli polari sono molecole con legame doppio polare, quando la coppia di elettroni sulla base si avvicina all'estremità parzialmente positiva del legame doppio, uno dei legami si rompe per formare il nuovo legame nell'addotto. (SO2 è acido di Lewis quando viene a contatto con l'acqua).

I cationi metallici come acidi di Lewis sono i prodotti della formazione di un legame tra un atomo/ione centrale e degli atomi/ioni/molecole. In un complesso un atomo lega un numero di altre specie chimiche superiore al suo numero di ossidazione.

Un composto chimico è detto anfotero se può comportarsi sia da acido in presenza di una

1. una variazione di [H3O+] determina una variazione i [OH-] e viceversa, entrambi gli ioni sono presenti in tutti i sistemi acquosi ed è possibile parlare di soluzione acida ([H3O+]>[OH-]), soluzione basica ([H3O-]<[OH-]) e soluzione neutra ([H3O+]=[OH-]).
2. Ka x Kb = Kw per le reazioni dirette e inverse

• soluzione acida: pH<7
• soluzione basica: pH>7
• soluzione neutra: pH=7

In questi due casi

[H3O+]

H3PO4: il primo protone si dissocia in modo molto maggiore rispetto al secondo e ne consegue che le costanti di dissociazione acida successive alla prima siano di ordini di grandezza inferiori e questo porta a poter trascurare quasi sempre lo ione H3O+ che proviene dalle dissociazioni successive.

Attraverso vari esperimenti si può notare che si ha una variazione del pH se si scioglie sale in acqua: la soluzione finale può essere acida, neutra o basica. Questo è dovuto dal fatto che i sali sono elettroliti e quindi dissociano in acqua e gli Brønsted-Lowry ioni liberati possono comportarsi come acidi o basi di IDROLISI: reazione che avviene tra gli ioni.

liberati da un sale e l'acqua. Se reagiscono con l'acqua verrà generato in parte l'elettrolita debole da cui derivano gli ioni, e questo provoca la variazione del pH.

Data l'esistenza di acidi forti e deboli e basi forti e deboli, distinguiamo:

• sali derivanti da acidi e basi forti: tipo NaCl che si dissocia il Na+ e Cl- ed entrambi non reagiscono con l'acqua dato che derivano da un acido forte. Dato che non avvengono reazioni, non si ha idrolisi e il pH sarà neutro.
• sali derivanti da acido debole e base forte: tipo CH3COONa si dissocia in Na+ e CH3COO-. Lo ione Na+ non dà reazioni in acqua mentre CH3COO- essendo la base coniugata di un acido debole, reagirà con l'acqua per dare l'equilibrio. Si descrive tutto con la tabella IVE e le concentrazioni di equilibrio vengono indotte dalla forma algebrica della costante di idrolisi: Ki=Kw/Ka. Tutto questo prende il nome di idrolisi basica e il pH sarà appunto basico.

Tramite le titolazioni. Si tratta del processo in cui si usa una soluzione a concentrazione nota per determinare la concentrazione incognita di una reazione monitoraria. Si versa in una beuta un volume noto della soluzione dell'acido e si aggiungono alcune gocce di soluzione indicatore (cambia colore a seconda del pH). Si aggiunge nella beuta una soluzione a concentrazione nota di base, lasciandola scendere nella buretta. Quando ci si avvicina alla fine, le molecole di indicatore cambiano colore in prossimità di una goccia di base aggiunta, a causa dell'effetto temporaneo di ioni ossidrile in questa regione, ma appena la soluzione viene agitata si ripristina il colore.

Si ha un punto di equivalenza della soluzione quando tutte le moli di protoni derivate dall'acido presente nel volume iniziale di soluzione hanno reagito con un numero equivalente di ioni ossidrile aggiunti dalla buretta. Si parla invece di punto finale quando un piccolo eccesso di ioni ossidrile fa

Assumere permanentemente all'indicatore il colore che ha una base. Nei calcoli questo eccesso è trascurabile, quindi quantità di base necessaria per raggiungere il punto finale = quantità necessaria per raggiungere il punto di equivalenza.

Un indicatore acido-base è un debole acido organico che ha un colore diverso da quello della sua base coniugata e per il quale la variazione di colore avviene in un campo specifico di pH. Un indicatore cambia colore in un intervallo di 2 unità di pH.

La curva di titolazione di un acido forte monoprotico è il grafico che riporta il pH della soluzione in funzione del volume aggiunto di soluzione titolante. Si hanno 3 regioni:

• Il pH iniziale è basso e aumenta gradualmente man mano che l'acido viene neutralizzato dalla base aggiunta.
• Il pH aumenta bruscamente quando il numero di moli di ione ossidrile è quasi uguale al numero di moli di protoni inizialmente presenti nell'acido.

L'ulteriore aggiunta di una o due gocce di base neutralizza il piccolo eccesso di acido e introduce una piccola quantità di base. Perciò il pH passa da 6 a 8.