Acidi e Basi
Arrhenius
Acido: è una sostanza che in soluzione acquosa si dissocia liberando uno o più ioni H+ (idrogenioni).
Base: è una sostanza che in soluzione acquosa si dissocia liberando uno o più ioni OH- (ossidrili).
Brønsted - Lowry
Definiscono le proprietà acido-base in maniera indipendente dalla presenza di H2O.
Acido: è una sostanza in grado di donare protoni (H+).
Base: è una sostanza in grado di accettare protoni.
Poiché un protone non può esistere isolato, quando un acido dona un H+ ci deve essere una base che lo accetta.
Una reazione acido-base consiste nel trasferimento di un protone da un acido ad una base:
HA + B → A- + BH+
La teoria introduce il concetto di coppie coniugate acido-base.
Dopo aver ceduto un H+ un acido diventa una base, dopo aver accettato un H+ una base diventa un acido.
Acidi e Basi
Arrhenius
Acido: è una sostanza che in soluzione acquosa si dissocia liberando uno o più ioni H+ (idrogenioni).
Base: è una sostanza che in soluzione acquosa si dissocia liberando uno o più ioni OH- (ossidrili).
Bronsted-Lowry
Definiscono le proprietà acido-base in maniera indipendente dalla presenza di H2O.
Acido: è una sostanza in grado di donare protoni (H+).
Base: è una sostanza in grado di accettare protoni.
Poiché un protone non può esistere isolato, quando un acido dona un H+ ci deve essere una base che lo accetta.
Una reazione acido-base consiste nel trasferimento di un protone da un acido ad una base:
HA + B → A- + BH+
La teoria introduce il concetto di coppie coniugate acido-base.
Dopo aver ceduto un H+ un acido diventa una base, dopo aver accettato un H+ una base diventa un acido.
Alcune sostanze possono comportarsi come acidi in presenza di basi, e come basi in presenza di acidi, esse sono dette
L’acqua è un esempio di sostanza anfotera.
3-(ione bicarbonato), può essere anch’esso sia un acido che una base, ma ha una costante così piccola che ci permette di considerarla come base.
Oss. Gli acidi e le basi secondo Arrhenius sono acidi e basi anche secondo Bronsted e Lowry.
In chimica organica viene utilizzata l’annotazione di Lewis
Acido: Sostanza che accetta una coppia di elettroni formando un legame di coordinazione.
Base: Sostanza che cede una coppia di elettroni formando un legame di coordinazione.
La dissociazione di H2O di OH- dipende dal valore di elettronegatività di X ;
X + O - Hbase acidoPiù il legame è polarizzato, più si spezza facilmente.
Quando l'elemento X ha un valore medio di elettronegatività il composto è anfotero.
- HA → A- + H+ Totamente dissociato(Acido Forte)
- HA ⇔ A- + H+Parzialmente dissociato(Acido debole)
Forza di un acido (o di una base)
- HA + H2O ⇔ A- + H3O+
- Keq = [A-] [H3O+][H3O] [HA]
[H2O] si considera costante e si ingloba in Keq
- Keq [H2O] = [A-] [H3O+] [HA] = Ka = costante di dissociazione acida
La forza di un acido, o di una base, viene espressa da questa costante.
Più alto è il valore di Ka, più la reazione è spostata verso la formazione dei prodotti, e quindi maggiore è la forza dell'acido.
Acidi Poliprotici
- È un acido che può dissociare più ioni H+
- Non libera tutti gli H+ con un solo atto dissociativo, la dissociazione avviene per reazioni successive, che hanno Ka diverse.
Per le basi invece avremo una costante di dissociazione basica Kb
Una base forte ha:
- alto valore di Kb
- basso valore di pKb
Un acido forte ha:
- alto valore di Ka
- basso valore di pKa
Tanto più un acido è forte, tanto più la sua base coniugata è debole.
Tanto più una base è forte, tanto più il suo acido coniugato è debole
Dissociazione dell'acqua
H2O → H+ + OH-
Keq = [H+][OH-]/[H2O] = 1,8·10-16
Kaq[H2O] = 1,8·10-16 55.5 α T = 25°C
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Kw - prodotto ionico dell'acqua = k water
In qualsiasi soluzione acquosa, a T = 25°C, il pKw e' sempre costante e vale 10-14
La concentrazione di H+ viene espressa come pH
pH = log 1/[H+] = -log[H+]
pOH = log 1/[OH-] = -log[OH-]
nell'H2O [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 pOH = 7
In una qualsiasi soluzione, la concentrazione idrogenionica [H+] e' uguale a quella ossidrionica [OH-], la soluzione e' neutra
Se, invece, contiene piu' idrogenioni e' acida.
Se, invece, contiene piu' ossidrioni e' basica.
[H+] > [OH-] > 10-7 Soluzione acida pH < 7
[H+] = [OH-] = 10-7 Soluzione neutra pH = 7
[H+] < [OH-] < 10-7 Soluzione basica pH > 7
Quando un acido o una base vengono aggiunti all'acqua,
la reazione di dissociazione dell'acqua si sposta a sinistra
o a destra rispettivamente se inseriti all'interno della soluzione
acida o basica, in modo da riportare il valore Kw uguale a
10-14
L'acidità attuale di una soluzione, è la concentrazione
di H+ liberi in soluzione, corrisponde al pH.
L'acidità totale (o potenziale) di una soluzione, è la concentrazione
di H+ liberi e liberabili in soluzione, corrisponde alla concentrazione
dell'acido.
Per una soluzione di un acido forte, completamente dissociato,
l'acidità attuale e totale sono uguali.
Una soluzione di acido debole, poco dissociato, ha una
acidità totale maggiore di quella attuale.
La reazione di un sale con H2O, dà origine all'idrolisi salina.
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