Acidi Basi

Questa reazione mette tra i reagenti rispettivamente un acido e una

base e da’ luogo ad un passaggio di ioni creando nuovi prodotti.

I prodotti sono quelli che i due studiosi identificarono con il nome di

acido e base coniugati ai due di partenza. Infatti HCl da acido dona

il suo protone alla base NH trasformandosi nella sua base

3

- +

coniugata Cl ( infatti da base le basta acquistare un H

per ritrasformarsi nel suo acido di partenza) e viceversa la base

NH acquista il protone di HCl e si trasforma nel suo acido

3 4+

coniugato NH .

Ogni reazione, dunque, associa una base ad un acido coniugato e

viceversa. - 4+ -

HCl + NH → Cl + NH HCl + NH → Cl +

3 3

4+

NH ACIDO 1 BASE 1 BASE 2

ACIDO 2

Per ogni acido o base si parla di una forza relativa che va a inserire

tutte le sostanze in una graduatoria ben precisa. Questa forza è

+

determinata dalla capacità di cedere completamente ioni H per gli

acidi e dalla tendenza ad accettare più facilmente protoni per le

basi. In poche parole se un acido o una base si dissociano

completamente nei suoi ioni costituenti allora abbiamo a che fare

con un acido e una base forte.

ACIDI FORTI

Gli acidi più forti presenti in natura sono 7 ed è bene saperli

distinguere dalla restante parte. Essi sono HCl, HBr, HI, HN0 ,

3

HClO , HClO , H SO .

3 4 2 4

L’acido cloridrico in ambiente acquoso si dissocia in questo modo:

+ -

HCl H + Cl

Quello che dovrebbe far riconoscere un acido forte è il quantitativo

+ +

di H ( in questo caso H O perché associato alla molecola di

3

acqua) identico a quello dell’acido di partenza. Infatti queste

reazioni sono associate ad una singola freccia che va nel verso dei

prodotti, la quale indica che la reazione è ormai completata dando

luogo a una ionizzazione completa del reagente, completamente

spostata verso destra, dunque irreversibile.

BASI FORTI

Le basi forti rappresentano sostanze in grado di dissociarsi

-

completamente dando luogo ad un quantitativo di OH identico alla

base di partenza. Le più comuni basi forti sono gli idrossidi dei

metalli alcalini (gruppo 1) e gli idrossidi dei metalli alcalino-terrosi

(gruppo 2) + -

NaOH Na + OH

ACIDI E BASI DEBOLI

Un acido o una base debole non si dissociano completamente nei

loro ioni costituenti. Quindi sarà facile incontrare in queste reazioni

un primo campanello di allarme , la doppia freccia. La quale indica

che la reazione è reversibile e quindi parte dei prodotti sta

ritornando in reagente . L’acido debole più usato è l’acido acetico

- +

CH COOH +H O CH COO +H O

3 2 3 3

Per reazioni di acidi e basi deboli è importante analizzare l’equilibrio

della reazione. Per questo tipo di operazioni in cui è presente un -

acido debole è bene sapere che la sua base coniugata CH COO

3

-

sarà forte. In questo caso CH COO è dissociato solo per l’1% e

3

+

quindi H O rappresenterà un acido ancora più forte rispetto a quello

3

di partenza CH COOH e quindi la reazione sarà più spostata verso

3

sinistra, nella formazione dei reagenti. In una reazione acido-base

la reazione è sempre spostata nel verso che va dal membro più

forte al più debole della coppia coniugata acido-base.

Per avere un’idea sul grado di dissociazione di un acido o di una

debole è possibile utilizzare il quoziente di reazione:

esso ci da un indizio sul corso della reazione e se

confrontato con la costante di equilibrio può indicarci quanto il

reagente è debole nel dissociarsi. Un valore di Q piccolo indica un

acido o una base molto debole per via della ridotta ionizzazione ,

alla stessa maniera, un valore molto grande indicherà la

dissociazione completa dell’acido o della base e quindi un aumento

della sua forza.

Per quanto riguarda l’acqua, essa si comporta sia da base che da

acido, il tutto dipende dalla sostanza con cui si trova a reagire. Per

questa sua caratteristica è classificabile come sostanza anfotera o

anfiprotica. Questa proprietà è evidenziabile anche durante il

fenomeno dell’autoprotolisi, in cui due molecole di acqua

reagiscono tra loro. + -

H O + H O H O + OH

2 2 3

Una molecola di acqua reagisce da base trasformandosi nel suo

+

acido coniugato H O e l’altra reagisce come acido trasformandosi

3 -

in base coniugata OH . Il tutto raggiungerà un equilibrio dinamico in

cui la velocità della reazione diretta eguaglierà quella della reazione

inversa e quindi la concentrazione di ioni idrossonio e idrossido

sarà uguale. Se si aggiunge un acido questo equilibrio verrà

alterato e la concentrazione degli ioni differirà. In particolare la

+ -

concentrazione degli ioni H O sarà più alta degli ioni OH e nel caso

3

di un aggiunta di tipo basico si avrà l’esatto contrario.

L’ultima teoria che prevede aggiunte sulla definizione di acidi e basi

è quella di Lewis, la quale prevede lo spostamento di un doppietto

elettronico. In particolare la base è quella sostanza in grado di

cedere un doppietto elettronico legandosi con un legame covalente

ad un acido, che invece sarà quella specie che accetterà tale

doppietto.

Dall’immagine si nota che l’ammoniaca (base) dona i doppietto

posto sull’azoto al trifluoruro di boro (acido) che quindi è in grado di

accettarlo per via del suo ottetto incompleto.