Categorie di elementi tavola periodica acidi basi metalli alogeni idruri

Equilibrio acido-base

L'acqua possiede un suo proprio equilibrio di dissociazione:

Si può pensare che alcune molecole d'acqua agiscano da donatori di protoni e altre da accettatori di protoni; nell'autoinnionizzazione dell'acqua, per ogni molecola di H2O che agisce da acido, un'altra agisce da base portando alla formazione degli o ioni idronio H3O+ e OH-

H+ non esiste libero in soluzione, ma coordinato ad una molecola di H2O grazie ad un legame dativo, secondo l'effettiva relazione:

Acidità, basicità

In soluzione acquosa, è riportata la definizione di acido e di base (secondo Broensted-Lowry):

• Acido: sostanza che disciolta in acqua libera H+
• Es. HCl(aq) - HO + Cl-
• Base: sostanza che disciolta in acqua libera ioni OH-
• Es. NaOH - Na+ + OH-
• Idroneione: H+(H3O+) fattore di acidità
• Ossidrilione: OH- fattore di basicità

Acidità e basicità di Lewis

Definizione più generale di acido e di base (secondo Lewis):

• Acido: sostanza accettatrice di doppietti elettronici
• Base: sostanza donatrice di doppietti elettronici

Acido e basi in soluzione acquosa

Un acido ed una base neutralizzano il loro effetto: si forma acqua

Le reazioni acido-base svolgono molto calore

(H+ + OH- - H2O; DeltaQ < 0)

L'acidità/basicità di una soluzione si misura con il pH, che è una grandezza che misura il livello di concentrazione degli ioni H+ in soluzione acquosa; matematicamente parlando è esprimibile come

l'opposto del logaritmo della concentrazione degli ioni H+:

pH = -Log[H+]

Le sostanze acide fanno aumentare il valore H+, di conseguenza il valore di pH diminuirà Le sostanze basiche fanno aumentare il valore di OH-, che significa diminuire il valore di H+.

poichè esiste una precisa correlazione tra la concentrazione dei due ioni in acqua (se una aumenta l'altro diminuisce e viceversa)

Il pH rientra in una scala di valori da 0 a 14: si definisce acida una soluzione il cui valore è minore di 7 e basica una soluzione il cui valore è maggiore di 7. Una soluzione il cui pH risulta essere uguale a 7 viene detta neutra.

Dissociazioni di acidi e di basi

Gli acidi rilasciano gli atomi di idrogeno presenti nella loro molecola sotto forma di ioni H+, la parte restante della molecola diventa uno ione negativo con tante cariche negative quanti sono gli ioni H+ rilasciati.

• Acidi
• HCl - H+ + Cl-
• H2SO4 - H+ + HS04
• H2SO4 - H+ + NO3
• HSO4- - H+ + SO42-

Il cloruro di idrogeno è un acido molto forte in quanto si ionizza completamente in soluzione acquosa. (si scioglie in acqua dissociandosi completamente in ioni)

Equilibrio acido-base

L'acqua possiede un suo proprio equilibrio di dissociazione:

H₂O ⇌ H⁺ + OH^-

K_w = [H⁺][OH^-] = 1*10^-14

Si può pensare che alcune molecole d'acqua agiscano da donatori di protoni e altre da accettatori di protoni; nell'autoinnizzazione dell'acqua, per ogni molecola di H2O che agisce da acido, un'altra agisce da base portando alla formazione degli o ioni idronio H₃O⁺ e OH^-

H⁺ non esiste libero in soluzione, ma coordinato ad una molecola di H2O grazie ad un legame dativo, secondo l'effettiva relazione:

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-

Acidità, basicità

In soluzione acquosa, è riportata la definizione di acido e di base (secondo Broensted-Lowry):

• Acido: sostanza che disciolta in acqua libera H⁺
• Es. HCl(aq) —> H⁺ + Cl^-
• Base: sostanza che disciolta in acqua libera ioni OH^-
• Es. NaOH —> Na⁺ + OH^-

Idrogenione: H⁺(H₃O⁺) fattore di acidità

Ossidrillione: OH^- fattore di basicità

Acidità e basicità di Lewis

Definizione più generale di acido e di base (secondo Lewis):

• Acido: sostanza accettrice di doppietti elettronici
• Base: sostanza donatrice di doppietti elettronici

Acido e basi in soluzione acquosa

Un acido ed una base neutralizzano il loro effetto: si forma acqua

Le reazioni acido-base svolgono molto calore

(H⁺ + OH^- —> H2O; DeltaQ < 0)

L'acidità/basicità di una soluzione si misura con il pH, che è una grandezza che misura il livello di concentrazione degli ioni H⁺ in soluzione acquosa; matematicamente parlando è esprimibile come:

l'opposto del logaritmo della concentrazione degli ioni H⁺:

pH = -Log[H⁺]

Le sostanze acide fanno aumentare il valore di H⁺, di conseguenza il valore di pH diminuirà

Le sostanze basiche fanno aumentare il valore di OH^-, che significa diminuire il valore di H⁺,poiché esiste una precisa correlazione tra la concentrazione dei due ioni in acqua (se uno aumenta l'altro diminuisce e viceversa)

Il pH rientra in una scala di valori 0 a 14: si definisce acida una soluzione il cui valore è minore di 7 e basica una soluzione il cui valore è maggiore di 7. Una soluzione il cui pH risulta essere uguale a 7 viene detta neutra.

Dissociazione di acidi e di basi

Gli acidi rilasciano gli atomi di idrogeno presenti nella loro molecola sotto forma di ioni H⁺, la parte restante della molecola diventa uno ione negativo con tante cariche negative quanti sono gli ioni H⁺ rilasciati.

Gli idracidi

Gli idracidi sono acidi che contengono l’elemento idrogeno abbinato in modo ordinario ad un altro elemento non metallico del 17° gruppo fortemente elettronegativo poiché il processo di ionizzazione porta alla rottura di quella specie molecolare liberando un catione H⁺ in favore della creazione di ioni negativi.

Gli ossiacidi sono composti che contengono idrogeno, ossigeno ed un altro elemento non metallico con almeno un atomo di idrogeno legato ad uno di ossigeno che si può dissociare per formare il catione H⁺ e l’anione dell’acido.

Gli idrossidi rilasciano i gruppi OH presenti nella loro formula, sotto forma di ioni OH^-. L’elemento metallico che nella formula precede i gruppi OH diventa uno ione positivo con tante cariche positive quanti sono gli ioni OH^- rilasciati.

L’idrossido di sodio è una base molto forte in quanto si ionizza completamente in soluzione acquosa (si scioglie in acqua dissociandosi completamente in ioni).

La forza degli acidi e delle basi è defnita dal grado di dissociazione per cui un elettrolita (un acido o una base) è forte quando in soluzioni acquose può considerarsi completamente dissociato in ioni, è debole quando la sua dissociazione è parziale perché si stabilisce un equilibrio dinamico tra la parte dissociata e la parte indissociata.

Costanti di dissociazione di acidi e basi

Per ognuna delle reazioni di dissociazione acida o basica in soluzione acquosa, è possibile esprimere una costante di dissociazione (K di reazione).

HCl → H⁺ + Cl^-K_a = ∞ (acido forte).

CH₃COOH ⇄ CH₃COO^- + H⁺K_a = 1.76*10^-5 = [CH₃COO^-][H⁺]/[CH₃COOH] (acido debole).

NaOH → Na⁺ + OH^-K_b = ∞ (base forte).

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^-K_b = 1.79*10^-5 = [NH₄⁺][OH^-]/[N](base debole).

La costante di dissociazione acida, rappresentata dal simbolo K_a, è una grandezza che rappresenta a una data temperatura, il grado di dissociazione di un acido in soluzione (maggiore è il valore della costante, maggiore è la forza).La costante di dissociazione basica, rappresentata dal simbolo K_b, è una grandezza che rappresenta a una data temperatura il grado di dissociazione di una base (maggiore è la costante maggore è la tendenza della base a dissociarsi, maggiore è la sua forza).

La chimica degli ossidi

Fatta eccezione per i gas nobili ed alcuni rari metalli nobili (Au,Pd,Pt), l’ossigeno forma ossidi per combinazione diretta con tutti gli altri elementi.L’ossigeno è un elemento estremamente elettronegativo e abbondante.

Si defniscono ossidi i composti binari che contengono ossigeno.

Sulla base del loro comportamento rispetto ad una soluzione acquosa, gli ossidi possono essere raggruppati in tre grandi categorie:

Ossidi basici: es., Li₂O + H₂O ➔ 2Li⁺ + 2OH^-

Ossidi acidi: es., SO₃ + H₂O ➔ H₂SO₄

Ossidi anfoteri: es., Al₂O₃ + 6H⁺ ➔ 2Al³⁺ + 3H₂OAl₂O₃+ 2OH^- ➔ 2AlO₂^- + H₂O

Un ossido che combinatosi con l’acqua dà un acido è detto ossido acido; un ossido che combinatosi con l’acqua dà una base è detto ossido basico; ossidi costituiti da alcuni metalli come zinco, alluminio e piombo che possono comportarsi sia da acido che da base e vengono defniti ossidi anfoteri.

Andamento del carattere basico e acido degli ossidi

Il carattere basico è massimo per gli ossidi dei metalli più elettropisitivi; il carattere acido è massimo per gli ossidi degli elementi non-metallici più elettronegativi.

I metalli danno ossidi basici; gli ossidi dei metalli più reattivi reagiscono con acqua per dare soluzioni basiche (ossidi basici)

I non metalli danno ossidi acidi; gli ossidi acidi solubili reagiscono con acqua per dare soluzioni acide (ossidi acidi)

Altri ossidi acidi non solubili reagiscono allo stato fuso con basi o con ossidi basici

Ossidi di elementi non spiccatamente metallici o non metallici reagiscono sia con acidi che con basi (ossidi anfoteri)

Metalli alcalini ed alcalino-terrosi

I metalli alcalini ed alcalino-terrosi sono caratterizzati da una bassa elettronegatività; si trovano sempre (eccetto Be) combinati in forma ionica come cationi aventi carica singola o doppia.

Tutti questi elementi sono metalli assai reattivi (elettropositivi), comportandosi come forti agenti riducenti (si ossidano facilmente cedendo 1 o 2 elettroni).

1. I metalli alcalini sono Litio (Li), Sodio (Na), Potassio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) e Francio (Fr); questi elementi costituiscono il gruppo 1 del blocco s della tavola periodica (IA). Essi formano un gruppo omogeneo di metalli molto reattivi, che perdono facilmente l’elettrone del livello elettronico più esterno, formando cationi M⁺. Nei loro composti assumono invariabilmente numero di ossidazione +1 e mostrano una chimica essenzialmente ionica.
2. I metalli alcalino terrosi sono Berillio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Stronzio (Sr), Bario (Ba) e Radio (Ra); questi elementi costituiscono il gruppo 2 del blocco s della tavola periodica (IIA). Sono tutti metalli piuttosto reattivi che perdono facilmente i due elettroni del livello elettronico più esterno formando cationi M²⁺. Nei loro composti assumono invariabilmente il numero di ossidazione +2.

Il ciclo del carbonio

Attraverso la fotosintesi il carbonio presente in atmosfera come anidride carbonica, viene fissato in composti organici come carboidrati, grassi, proteine e altre molecole biologiche.

Attraverso la respirazione da parte degli esseri viventi (animali e vegetali) una quota di questa carbonica viene nuovamente rimessa in atmosfera o nelle acque (se gli organismi vivono sulla superficie dell’acqua).

Una parte del carbonio immagazzinato nei tessuti degli organismi vegetali passa agli animali che se ne cibano. Una parte del carbonio negli animali erbivori, dureranno anni prima che i decompositori possono riutilizzare questa preziosa risorsa come energia. Quando i decompositori degli erbivori un’altra volta anche carbonio, e carbonio sempre in CO2, verrà reintrodotta nell’atmosfera.

L’effetto serra

Nelle scienze dell’atmosfera, l’effetto serra è un particolare fenomeno di regolazione della temperatura di un pianeta provvisto di atmosfera, che consiste nell’accumulo all’interno della stessa atmosfera di una parte dell’energia termica proveniente dal sole, per effetto della presenza in atmosfera di alcuni gas detti gas serra.

I raggi solari incidenti provengono principalmente sotto forma di radiazioni elettromagnetiche UV e visibili (ca.200 ÷ 700 nm). La superficie terrestre riscaldata rimette radiazione sotto forma di onde elettromagnetiche infrarosse a più bassa energia (ca.1um ÷ 1mm). Queste onde sono assorbite dai gas serra presenti nell’atmosfera, che si eccitano vibrazionalmente e trattengono la remissione termica.

In Natura, la CO₂ è ora aumentata da 280 a 380 ppm (ca. + 40%, per effetto antropico).

Il ciclo dell’azoto

Il ciclo dell’azoto è un ciclo biogeochimico con il quale l'azoto si muove tra l’atmosfera, il terreno e gli esseri viventi; questo ciclo viene definito gassoso poiché il pool di riserva, cioè il serbatoio di questo elemento chimico è l'atmosfera, dove l’azoto occupa circa il 78% del volume totale. L'importanza del ciclo per gli esseri viventi è dovuta alla loro necessità di assimilare azoto per la formazione di composti organici vitali, quali le proteine e gli acidi nucleici.

Non potendo essere assorbito dagli organismi, le piante lo assimilano tramite alcuni composti azotati che disciolti nell’acqua giungono fino alle loro radici; dopodiché esso viene trasferito agli organismi eterotrofi mediante la catena alimentare.

La decomposizione dei resti organici restituisce al terreno l’elemento che ritorna nell’atmosfera. L’azoto nel ciclo terrestre è fissato da parte di batteri azotofissatori, con successiva produzione di ammoniaca, che rilasciata produce ulteriori ossidazioni.

Gli ossidi di azoto (NO, N₂O,NO₂,N₂O₄) reagiscono con carattere acido in presenza di acqua, generando anche piogge acide (responsabili degli enormi effetti indiretti e distruttivi su vegetazione e fabbricati a seguito della riduzione di NOx o da SOx).