Nozioni, Chimica generale e inorganica

Dissociazione dell'acqua

La molecola di H₂O (pura) si comporta sia come acido che come base. Infatti nell’acqua pura: H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^-. La costante di equilibrio è Keq = (H₃O⁺) (OH^-) / (H₂O)² = 3,2 x 10^-18. Ma dato che (H₂O) = 55,5 è una costante che può essere inglobata in Keq, quindi si può scrivere Keq x (H₂O)² = (H₃O⁺) x (OH^-). Keq x (H₂O)² = 1 x 10^-14 e viene chiamata Kw (water). Quindi possiamo scrivere: Kw = (H₃O⁺) x (OH^-) = 1 x 10^-14. È una costante di equilibrio che quindi dipende solo da temperatura e pressione e non dalle specie presenti. È chiamato prodotto ionico dell'acqua. Poiché nell’acqua pura la concentrazione di H₃O⁺ e di OH^- risultano uguali, allora: (H₃O⁺)² = (OH^-)² = 10^-14 cioè (H⁺) = (OH^-) = 10^-7. Spesso lo ione H₃O⁺ viene chiamato H⁺, ma è sbagliato, viene scritto per semplificazione. H₃O⁺ si chiama ione idronio, OH^- si chiama ione idrossido. La reazione per la quale è stata scritta la reazione avviene ma solo in piccola parte, infatti nell’acqua pura si dissocia solo una molecola ogni 25 milioni.

Soluzioni neutre, acide e basiche

La concentrazione di H₃O⁺ in una soluzione acquosa influenza in modo determinante i sistemi biologici.

• Soluzioni neutre: (H₃O⁺) = (OH^-), (H⁺) = (OH^-) = 10^-7 M
• Soluzioni basiche: (H⁺) < (OH^-), (H⁺) < 10^-7 M, (OH^-) > 10^-7 M
• Soluzioni acide: (H⁺) > (OH^-), (H⁺) > 10^-7 M, (OH^-) < 10^-7 M

Kw = (H₃O⁺)(OH^-) = 10^-14 deve essere sempre rispettata. I valori di (H⁺) oscillano tra 0 e 10^-14 dunque sono "scomodi" da usare e quindi definiamo una formula che ci permette di scriverli più agevolmente: pH = -log (H⁺), analogamente pOH = -log(OH^-). Ricordiamo che a 25 gradi Celsius (H⁺)(OH^-) = 10^-14 → log(H⁺) (OH^-) = log 10^-14, ovvero log(H⁺) + log(OH^-) = 14 quindi pH + pOH = 14 e pOH = 14 - pH.

Soluzioni neutre, basiche e acide

• Soluzioni neutre: (H⁺) = 10^-7, pH = 7
• Soluzioni basiche: (H⁺) < 10^-7 M, pH > 7
• Soluzioni acide: (H⁺) > 10^-7 M, pH < 7

Es. se (H₃O⁺) = 10^-4 M → (OH^-) = 10^-10 dunque pH = 4 e pOH = 10. pH e pOH sono complementari. La scala del pH è molto utile per esprimere il grado di acidità di una soluzione. Es. pH = 0 acido per batteri, pH = 7 acqua pura, pH = 14 NaOH 1M. Il sangue ha mediamente un valore di pH = 7,4 (in realtà il pH del sangue arterioso è leggermente più basico (7,45) mentre il pH venoso è leggermente più acido (7,35) perché vengono trasportate anche molecole di CO₂ provenienti dalle cellule).

Teoria acido-base

1. Teoria di Arrhenius
2. Teoria di Bronsted-Lowry
3. Teoria di Lewis

Teoria di Arrhenius

Nel 1887 Arrhenius diede una definizione per acido e per base:

• Acido è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni H⁺ in soluzione (HA → H⁺ + A^-)
• Base è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni OH^- in soluzione (MeOH → Me⁺ + OH^-)

I limiti della teoria di Arrhenius sono che considera solo soluzioni acquose e parla di liberazione di OH^- per le soluzioni basiche.

Teoria di Bronsted-Lowry

Nel 1923 Bronsted e Lowry proposero una definizione che superò i limiti della teoria di Arrhenius:

• Acido è una sostanza in grado di cedere H⁺ (ad una base indipendentemente da dove si trova), un donatore di protoni, una sostanza cui può essere strappato uno ione H⁺
• Base è una sostanza in grado di acquistare ioni H⁺, un accettore di protoni, una sostanza che può strappare uno ione H⁺ ad un acido

HA + H₂O → A^- + H₃O⁺ es. HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺. B + H₂O → HB⁺ + OH^- NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-. Cl^- può comportarsi da base e viene chiamata base coniugata dell’acido. NH₄⁺ può comportarsi da acido e viene chiamato acido coniugato della base. H₂O può comportarsi sia da acido che da base ed è definito sostanza anfotera, cioè che si comporta in uno dei due modi in base alla sostanza con cui reagisce. La reazione HCl (gassoso) + NH₃ (gassoso) → Cl^- + NH₄⁺ è una reazione acido-base secondo Bronsted-Lowry e non secondo Arrhenius, e dimostra come la teoria dei due è riuscita a superare quella di Arrhenius.

Teoria di Lewis

Anche Lewis elaborò una sua teoria sulle sostanze acide e basiche dove:

• Acido è una sostanza che è accettore di una coppia di elettroni
• Base è una sostanza che è donatrice di una coppia di elettroni

In questa teoria le sostanze considerate basi da Lewis sono anche considerate basi dalla teoria di Bronsted-Lowry, invece gli acidi di Lewis comprendono una gamma più ampia rispetto agli acidi di Bronsted-Lowry. Gli acidi secondo Lewis sono:

• Cationi
• Sostanze che non hanno realizzato l’ottetto
• Sostanze che possono espandere l’ottetto
• Sostanze polarizzabili in chimica organica

Es.

• A. Mg²⁺ + S^2- → Mg-S (Mg²⁺ è un acido solo secondo Lewis, non lo sarebbe stato per Bronsted-Lowry)
• B. BF₃ + NH₃ → BF₃NH₃
• C. PCl₃ + Cl₂ → PCl₄
• D. ...