ACIDI E BASI

LA NATURA DEGLI ACIDI E DELLE BASI

• Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H+ (OH-).

• Teoria di Brønsted-Lowry: un acido (base) è un donatore (accettore) di protoni.

La base coniugata di un acido è la base che si forma quando l’acido perde un protone. L’acido coniugato di una base è l’acido che si forma quando la base accetta un protone.

AcidoBase BaseAcido

AcidoBase BaseAcido

Esempio. Nelle seguenti reazioni, qual è l’acido e quale la base?

HCl + H2O Cl- + H3O+

Base

NaOH OH- + Na+

NH3 + H2O OH- + NH4+

Coppia coniugata

acido-base

• Teoria di Lewis: un acido (base) è una qualsiasi sostanza capace di accettare (donare) una coppia di elettroni di non-legame

Quando una base di Lewis offre una coppia elettronica ad un acido di Lewis allora si forma un legame covalente coordinato.

O2-

O H

H O-

H

O-

H

Lo ione ossido è una base di Lewis in grado di formare un legame covalente coordinato con il protone (acido di Lewis)

Esempio:

Molti ossidi non-metallici sono ACIDI di LEWIS

CO2 + H2O H2CO3

O H

H

C

O

OH

O

C O

O H

Acido di Lewis Base di Lewis Acido di Brønsted

BaseAcido AcidoBase

L'autoionizzazione dell'acqua

H2O + H2O = H3O+ + OH–

[H3O+][OH–]K = ——————

[H2O]2

K·[H2O]2 = Kw = [H3O+][OH–]

prodotto ionico dell'acqua

Kw = [H3O+][OH–] = 10–14 a 25 °C:

Scala di pH

Si definisce pH il logaritmo negativo della concentrazione molare degli ioni idrogeno

pH = –log [H3O+] [H3O]+ = 10-pH

• se pH < 7 acida

• se pH = 7 neutra

• se pH > 7 alcalina (o basica)

il pH può essere rispettivamente minore di 0 o maggiore di 14

• se [H3O+] > 1 M, il pH < 0

• se [OH–] > 1 M, il pH > 14

Esempio. Calcolare il pK, pH e pOH di una soluzione neutra di acqua a 25°C.

Kw = [H3O+][OH–] = [OH–]2 = [H3O+]2 = 10–14

[OH–] = [H3O+] = 10–14 = 10–7 M

pOH = pH = 7

Kw = [H3O+][OH–] = 10–14

pKw = -log Kw = -log (10-14) = 14

pKw = -log Kw = -log ([H3O+][OH-]) =

= -log[H3O+] - log[OH-] =

= pH + pOH

Poiché la soluzione è neutra: [OH–] = [H3O+]

Il pH di soluzioni di acidi forti, o di basi forti

pH, di una soluzione di HA 0,1 M

HA + H2O H3O+ + A–

per soluzioni di acidi forti monoprotici la concentrazione degli ioni idrogeno è pari alla concentrazione molare dell’acido stesso

[H3O+] = [HA] pH = –log [H3O+]= –log [HA]

pOH, di una soluzione di BOH 0,1 M

H2O

BOH OH- + B+

per soluzioni di basi forti monoidrossiliche la concentrazione degli ioni idrossile è pari alla concentrazione molare della base stessa

[OH-] = [BOH] pOH = –log [OH-]= –log [BOH]

Calcolare il pH e la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione 8,62·10-1 M dell’acido forte HClO4.

HClO4 + H2O H3O+ + ClO4 –

8,62·10-1 mol HClO4= mol H3O+ = mol ClO4 –

[H3O+] = [ClO4 – ] = 8,62·10-1M

pH = –log [H3O+]= –log (8,62·10-1M) = 0,0645

forza acida di un qualsiasi acido HA è data dal valore numerico più o meno elevato della costante di equilibrio della reazione:

HA + H2O = H3O+ + A–[H3O+][A–]

K = —————— [HA][H2O]

Ka

costante di dissociazione, o costante di ionizzazione, dell'acido

La forza degli acidi e delle basiLa forza degli acidi e delle basi

HA

AOHKa

3

più elevato è il valore di Ka,più l'acido è forte, più tende a dissociarsi

Acido Ka pKa

Acido solforoso

H2SO3

1,5 x 10-2 1,81

Acido nitroso

HNO2

4,3 x 10-4 3,37

Acido acetico

CH3COOH

1,8 x 10-5 4,75

Acido carbonico

H2CO3

4,3 x 10-7 6,37

Tanto più elevato è il pKa tanto più debole è l’acido

B + H2O = HB+ + OH–

[HB+][OH–]Kb = ——————

[B]

La costante di equilibrio Kb viene definita costante didissociazione, o costante di ionizzazione, della base

Più elevato è il valore di Kb, più la base è forte

Analogamente, per una base debole B vale:

Coppie coniugate acido-base

• Più l’acido è forte più la sua base coniugata è debole;

• piu la base è forte più il suo acido coniugato è debole.

NH3 + H2O NH4+ + OH- Kb = [OH-][NH4

+]

[NH3]

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ka = [NH3][H3O+]

[NH4+]

Ka x Kb = Kw pKa + pKb = 14

Il pH di soluzioni di acidi deboli o di basi deboli

pH, di una soluzione di HA, acido debole

HA + H2O H3O+ + A–

[A–][H3O+]Ka = —————

[HA]

Co = concentrazione molare iniziale

A equilibrio raggiunto, quali sono le concentrazioni, delle specie H3O+, A–, HA ?

le possibili fonti di ioni H3O+ sono due:

• la dissociazione dell'acido• l'autoionizzazione dell'acqua

l’autoionizzazione dell’acqua trascurabile, quindi tutti gli ioni H3O+ presenti in soluzione provengono dalla dissociazione dell'acido

[H3O+] = [A–]

[H3O+]2

———— [HA]

[A–][H3O+]Ka = —————

[HA]

1.Considerazione. Ka è “piccola” = la reazione di dissociazione dell'acido decorre in misura esigua

[H3O+]2

Ka —————— [HA]

[H3O+]2

———— C0

2. Approssimazione. delle moli iniziali solo una “piccola” parte subisce ionizzazione, quindi si può approssimare:

[HA] Co

Incognita

Incognita

il pH di soluzioni di acidi deboli

[H3O+] Ka·Co

Purchè: Ka sia piccola (acido piuttosto debole) e Co grande (soluzione sufficientemente concentrata), tale che Ka << Co

[BH+][OH–]Kb = —————

[B]

trascurando gli ioni OH– provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua,

[BH+] = [OH–]

pH = 1/2 pKa - 1/2 logC0

pOH, di una soluzione di B: B + H2O OH- + BH+

dato l'esiguo valore di Kb, si può approssimare che:

[B]equilibrio = Co – [B]dissociata = Co – [BH+]formatosi = Co – [OH–] Co

[BH+][OH–]Kb = —————

[B]

[OH–]2 ——— [B]

[OH–]2

——— Co

pOH, e quindi pH (pH = 14 - pOH), di soluzioni di basi deboli

[OH–] Kb·Co

CH3COOH + H2O = CH3COO– + H3O+

[CH3COO–][H3O+]Ka = ———————— = 1,85·10–5

[CH3COOH]

Esempio. Calcolare il pH in una soluzione 1,00 M di acido acetico sapendo che la sua costante di dissociazione è Ka= 1,85·10–5.

[H3O+]2

Ka —————— [CH3COOH]

[H3O+]2

———— C0

[H3O+] = [CH3COO–] [CH3COOH] Co

[H3O+] Ka·Co [H3O+] 1,85·10–5·1,00 = 0,00430 M

pH = –log [H3O+]= –log (4,30·10-3 M) = 2,366

NH3 + H2O = NH4+ + OH-

[NH4+][OH-]

Kb = —————— = 1,79·10–5

[NH3]

L’ammoniaca è una base debole con Kb= 1,79·10–5. Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia 11,040.

(1,10·10-3 M) 2

C0 —————— = 6,76 ·10-2 M 1,79·10–5

[H3O+] = 10–11,040 = 9,12·10–12 M

[OH–] Kb·Co

[OH–] = Kw / [H3O+] = 1,00 10–14/ 9,12·10-12 = 1,10·10-3 M

[OH–] 2

C0 —————— Kb

OSSIDI ACIDI, BASICI E ANFOTERI

Un ossido acido è:

• un ossido che reagisce con acqua dando un acido di Brønsted;

• un ossido che reagisce con le basi per dare acqua e sale;

• un composto molecolare;

• è formato da un non-metallo.

Un ossido basico è:

• un ossido che reagisce con acqua dando una base di Brønsted;

• un ossido che reagisce con gli acidi per dare acqua e sale;

• un composto ionico;

• è formato da un metallo.