Chimica generale e inorganica - legami chimici, termodinamica, acidi-basi e pH, leggi dei gas, cinetica

Acidi e Basi e calcolo del pH

Esistono diverse teorie su acidi e basi. Queste vanno considerate in base alla situazione che ci si presenta.

Teoria di Arrhenius:

 +

ACIDO = sostanza che, sciolta in H O, libera/cede H

2

 -

BASE = sostanza che, sciolta in H O, libera/cede OH

2

Questa teoria classifica SOLO sostanze solubili. in questo caso, NaOH (idrossido

 + -

NaOH Na + OH

es: di sodio) è una base di Arrhenius

-

= in H O libera OH

2

Teoria di Bronsted&Lowry (B/L):

 +

ACIDO = sostanza che cede PROTONI/H

 +

BASE = sostanza che acquista PROTONI/H

N.B.= una sostanza può essere considerata un acido SOLO in presenza di una base; una base può essere



considerata tale SOLO in presenza di un acido una sostanza, da sola, NON è classificabile.

L’obbligo della presenza di entrambe le specie lo verifichiamo grazie al concetto di COPPIE CONIUGATE:

 - +

HCl + H O Cl + H O A1/2=acido1/2=acido della

es. 2 3

+

H è molto reattivo in coppia coniugata 1

A1 B2 B1 A2

soluzione acquosa. Lega B1/2=base 1/2

facilmente con l’acqua coppia coniugata 1

+

dando origine a H O A1 è l’acido coniugato di B1

3 B1 è la base coniugata di A1

coppia coniugata 2

Una base accetta protoni e si trasforma nel suo acido coniugato. Un’acido

H è un protone: cede protoni e si trasforma nella sua base coniugata.

1 +

H H La teoria B/L prende in considerazione la reazione di ionizzazione dell’acqua.

+ +

p =1 p =1

n=0 n=0 Questa è una principale differenza con la teoria di Arrhenius, che non la

- -

e =1 e =0 enuncia determinando così un limite nella definizione di acidi e basi.

Presenta un solo protone-solo

l’H ha questa caratteristica  + -

H O H + OH

2

Alcune sostanze però possono comportarsi sia da acidi sia da basi. Queste sono chiamate: SOSTANZA

ANFOTERA/IONE ANFOTERO.

- - - 2- +

 

H O + HS OH + H S H O + HS S + H O

es. 2 2 2 3

A1 B2 B1 A2 B2 A1 B1 A2

ANFOTERO ANFOTERO

pag. 1

Teoria di Lewis:

 ACIDO = sostanza capace di accettare

-

una coppia di e

 BASE = sostanza capace di cedere una

-

coppia di e

Questa teoria non fa riferimento a protoni e considera come sostanze anche gli ioni.

In una reazione spesso risulta utile capire qual è l’acido più forte. Per riconoscerlo bisogna conoscere la Ka

degli acidi presenti.

La Ka rappresenta la costante di ionizzazione dell’acido. Più il suo valore è alto, maggiore è l’acidità della

sostanza. Quando in un esercizio viene dato un solo valore di Ka, ma son presenti due acidi, si sottintende un

alto valore di Ka per l’acido che non presenta valori. L’acido senza Ka è sicuramente più forte.

- 2- +



H O + HS S + H O

Es. 2 3 La Ka più alta indica una

B2 A1 B1 A2 +

maggiore acidità = H O è

3

l’acido più forte in questa

reazione.

-15

Ka=10 Ka=55 La Ka incognita la



3- +

HCO + HNO H CO + H 0

Es. 3 2 3 3 immaginiamo con valore

B2 A1 A2 B1 più alto quindi indica una

maggiore acidità = HNO è

3

l’acido più forte in questa

-7

Ka=? Ka=4,16×10 reazione.

Stabilendo le acidità, possiamo stabilire il verso della reazione. Questo perché avviene sempre la reazione che

presenta l’acido più forte nei reagenti.



3- - 32-

HCO + Cl CO + HCl

Es. A2

A1 B2 B1

In questo caso HCl sappiamo essere un acido forte. La sua Ka sarà sicuramente più alta dell’altro acido, quindi

stabilendo HCl come acido più forte nella reazione, stabiliamo che questa prosegue verso SX = l’acido forte si

trova nei prodotti = è favorita la reazione inversa. La teoria di Lewis stabilisce che una specie acida abbia un

orbitale vuoto (o sia capace di cambiare la propria configurazione elettronica per averne uno) che possa

accettare elettroni. Tutte le molecole che non possiedono l’ottetto hanno orbitali vuoti e possono quindi

comportarsi da acidi di Lewis. Alcuni cationi, essendo carichi positivamente, hanno perso elettroni e

possiedono dunque orbitali liberi che possono conferire acidità alla molecola.

Gli acidi, come categoria, hanno degli elementi comuni: normalmente hanno sapore aspro, disciolgono molti

metalli, neutralizzano le basi e colorano di rosso la cartina tornasole.

Le basi, invece, presentano caratteristiche quasi opposte: hanno sapore amaro (sono infatti meno comuni,

rispetto gli acidi, nei cibi. L’avversione dell’uomo al gusto amaro potrebbe essere un adattamento evolutivo

per evitare di ingerire gli ALCALOIDI, basi organiche spesso velenose.), hanno consistenza viscida, neutralizzano

gli acidi e colorano di blu la cartina tornasole.

pag. 2

Classificazione degli acidi e costanti di ionizzazione acida (Ka)

Gli acidi vengono normalmente suddivisi in:

 

ACIDO FORTE = si ionizza completamente in soluzione equilibrio spostato verso destra / prodotti

 + --

Es. HCl + H O H O + Cl singola freccia = ionizzazione completa

2 3

 ACIDO DEBOLE = si ionizza parzialmente in soluzione

 + -

Es. HF + H O H O + F doppia freccia = presenza di un equilibrio

2 3 E una parziale ionizzazione

Percentuale di ionizzazione di un acido debole: rapporto tra la quantità di acido ionizzato e la

concentrazione iniziale dell’acido, moltiplicato per 100.

concentrazione acido ionizzato

% ionizzazione =