Acidi e basi

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Indice

1. Acidi e basi

2. La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi

3. La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi

4. La teoria di Lewis degli acidi e delle basi

5. La ionizzazione dell’acqua

6. Il pH

7. Gli indicatori

8. Determinazione sperimentale del pH

9. La forza degli acidi e delle basi

10.Acidi monoprotici e acidi poliprotici

11.Composti anfoteri

Mappa concettuale: Gli acidi e le basi

UsoSostanza

Condimento dei cibi,

conservante,

disincrostante di calcare

nelle pentole, nelle

vasche ecc.

Condimento dei cibi,

disincrostante di calcare

Rimuove la ruggine dai

materiali ferrosi

Mite antisettico

Elimina le incrostazioni

più resistenti di calcare

Rimuove la ruggine dai

tessuti

ACIDI

Acido acetico (aceto)

CH3COOH

Acido citrico (succo di

limone e di agrumi)

H3C6H5O7

Acido fosforico

H3PO4

Acido borico

H3BO3

Acido cloridrico (acido

muriatico)

HCl

Acido ossalico

H2C2O4

Alcuni dei piÙ comuni acidi e loro applicazioni nella vita

quotidiana.

UsoSostanza

Pulisce i forni,

decompone tutte le

sostanze (capelli,

grasso, sapone) che

ostruiscono gli impianti

idraulici

Pulizia della casa

(sgrassante)

Addolcisce l’acqua,

rimuove il grasso

Mite antiacido, facilita la

lievitazione delle torte,

elimina impurità e

antiparassitari da frutta

e verdura

BASI

Idrossido di sodio

NaOH

Ammoniaca

NH3

Carbonato di sodio

Na2CO3

Bicarbonato di sodio

NaHCO3

Alcune delle piÙ comuni basi e loro applicazioni nella

vita quotidiana.

Gli acidi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua,

danno uno o più ioni H+ (ioni idrogeno).

La teoria di Arrhenius

degli acidi e delle basi

Le basi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno

uno o più ioni OH (ioni idrossido).

HCl(g) H+

(aq) + Cl−(aq)

H2O(ℓ)

NaOH(s) Na+(aq) + OH−

(aq)

H2O(ℓ)

La teoria di Brönsted e Lowry

Acido una molecola o uno ione capace di donare ioni H+ (a una base).

Base una molecola o uno ione capace di accettare ioni H+ (da un acido).

L’acqua per il fatto che

acquista uno ione H+ si

comporta da base.

L’acqua in questo caso

si comporta da acido per

il fatto che cede uno

ione H+.

La ionizzazione dell’acqua

L’equazione di ionizzazione dell’acqua rappresenta una reazione acido-base: una

molecola di acqua cede un protone ad un’altra molecola di acqua per formare uno

ione H3O+ (ione idronio) ed uno ione OH− (ione idrossido).

La costante di questo equilibrio prende il nome di prodotto ionico dell’acqua.

H2O(ℓ) + H2O(ℓ) H3O+

(aq) + HO−(aq)

La costante è rappresentata con il simbolo Kw ed è scritta nella forma:

Pertanto Kw = 1,0 1014 a 25 °C

Kw = H+ OH−

H+ = 1,0 107 mol/L e OH− = 1,0 107 mol/L

L’equazione del prodotto ionico si applica a tutte le soluzioni acquose non solo all’acqua pura.

La ionizzazione dell’acqua

Per le soluzioni si possono presentare le seguenti situazioni:

neutra H+ = OH- = 1,0 107 M

acida H+ OH- 1,0 107 M

basica H+ OH- 1,0 107 M

La concentrazione degli ioni H+ di una soluzione può essere espressa con una

grandezza detta pH.

pH = − log H+

Il pH di una soluzione, per definizione, è il logaritmo negativo in base 10 della

concentrazione degli ioni idrogeno espressa in mol/L (Molarità).

neutra se pH = 7 acida se pH 7 basica se pH 7

In base al pH, una soluzione acquosa, a 25 °C, è definita:

In analogia con il pH si può definire la grandezza pOH.

pOH = − log OH−pH + pOH = 14

neutra se pOH = 7 acida se pOH > 7 basica se pOH < 7

Il pH

Scala di pH. Relazione tra il pH e la concentrazione degli ioni idrogeno [H+] e degli ioni [OH-] in acqua a 25°C.

Sostanze che assumono colori differenti se vengono a contatto con una soluzione

acida o basica.

Gli indicatori

Gli indicatori

Determinazione

sperimentale del pH

Carta indicatrice con scala di pH fino a 14.

La carta indicatrice di pH è una carta impregnata di

una miscela di coloranti opportunamente scelti.

Misura del pH del succo di arancia.Misura del pH di una soluzione basica

con pH-metro a stilo opportunamente

calibrato.

La misura accurata del pH di una soluzione è fatta con il piaccametro (o pH-

metro).

La forza degli acidi e

della basi

Mediante misure di conducibilità elettrica è possibile distinguere un acido forte da

uno debole.

La conducibilità elettrica è legata alla concentrazione degli ioni in soluzione.

Conducibilità di HCl(aq).

L’acido cloridrico, HCl, dà una luce molto intensa perché è

completamente ionizzato in soluzione è un acido forte :

HCl + H2O H3O+ + Cl−

L ’ acido acetico, CH3COOH, dà una luce di debole

intensità perché quest ’ acido è solo parzialmente

ionizzato è un acido debole. :

Conducibilità di CH3COOH(aq).

CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+

La forza degli acidi e

della basi

Comportamento analogo si verifica con le basi.

L’idrossido di sodio, NaOH, in soluzione acquosa è completamente dissociato:

NaOH + H2O Na+ + OH−

L’idrossido di sodio è una base forte.

L’ammoniaca, NH3, in soluzione acquosa si ionizza solo parzialmente:

L’ammoniaca è una base debole.

NH3 + H2O NH4+ + OH−

La forza degli acidi e

della basi

La forza di un acido (o di una base debole) può essere espressa dal valore della

costante di ionizzazione.

Per un acido debole, come l’acido acetico, si ha:

CH3COO H3O+

Ka =

CH3COOH

Reazioni di trasferimento del protoneAcido debole

HONO + H2O ONO− + H3O+

HCOOH + H2O HCOO- + H3O+

C6H5COOH + H2O C6H5COO- + H3O+

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

H2S + H2O HS- + H3O+

HCN + H2O CN- + H3O+

Acido nitroso

Acido formico

Acido benzoico

Acido acetico

Acido solfidrico

Acido cianidrico

Ka

4,5 x 10-4

1,8 x 10-4

6,5 x 10-5

1,8 x 10-5

1,0 x 10-7

4,9 x 10-10

Costante di acidità di alcuni acidi deboli

L’acido più debole è quello che ha il valore più basso di Ka.

La forza degli acidi e

della basi

Per una base debole, come l’ammoniaca, la

costante di ionizzazione è data da:

La base più debole è quella che ha il valore di Kb più basso.

NH4+ OH

Kb =

NH3

Reazioni di trasferimento del protoneBase debole

CO2−3 + H2O HCO−

3 + OH−

NH3 + H2O NH+4 + OH−

CH3COO− + H2O CH3COOH + OH−

C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH−

Ione carbonato

Ammoniaca

Ione acetato

Anilina

Ka

2,1 x 10-4

1,8 x 10-5

5,7 x 10-10

4,2 x 10-10

Costante di basicità di alcune basi deboli

Calcolo del pH di acidi e basi forti

Per un acido forte valgono le seguenti formule:

Per una base forte monoprotica valgono le seguenti formule:

Gli acidi e le basi deboli in soluzione si ionizzano solo parzialmente tendendo a rimanere

per buona parte indissociati va quindi considerato l'equilibrio di dissociazione

1. Calcolare il pH di una soluzione di acido cloridrico HCl, la cui concentrazione Ca = 10-3M.

Svolgimento

L'acido cloridrico è un acido forte e quindi completamente dissociato:

HCl → H+ + Cl- pertanto: [H+] = Ca = 10-3 M

da cui: pH = -log [H+] = -log 10-3 = 3

2.Calcolare il pH di una soluzione di idrossido di sodio NaOH, la cui concentrazione Cb = 0,01 M.

Svolgimento

L'idrossido di sodio è una base forte e quindi completamente dissociata:

NaOH → Na+ + OH- pertanto: [OH-] = Cb = 0,01M

da cui:

pOH = -log [OH-] = -log 0,01 = 2

Ricordando che pH + pOH = 14, si ha: pH = 14 - pOH = 14 - 2 = 12

CALCOLO DI pH IN ACIDI E BASI FORTI

1. Calcolare il pH di una soluzione 0,1M di ammoniaca sapendo che la sua costante di dissociazione è Kb = 1,8 · 10-5

Svolgimento

Scriviamo l'equazione di ionizzazione dell'ammoniaca:

NH3 + H2O <==> NH4+ + OH-

Applicando la formula e sostituendo gli opportuni valori si ha:

[OH-] = √ (1,8 · 10-5 · 0,1)= 1,34 · 10-3 mol/l

da cui:

pOH = - log (1,34 · 10-3) = 2,87 pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13

2.Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acido acetico.

Svolgimento

Scriviamo l'equazione di ionizzazione dell‘acido acetico

CH3COOH + H2O = H3O+ + CH3COO-

Applicando la formula e sostituendo gli opportuni valori si ha:

[H+] = √ (1,8 · 10-5 · 0,1)= 1,34 · 10-3 mol/l

da cui:

pH = - log (1,34 · 10-3) = 2,87

CALCOLO DI pH IN ACIDI E BASI deboli

Mappa concettuale: Gli acidi e le basi

ACIDI E BASI

TEORIE ACIDI E BASI FORZA DEGLI ACIDI E

DELLE BASI

ARRHENIUS

- acidi cedono

ioni H+

-basi cedono

ioni OH−

Ka COSTANTE DI

ACIDITÀ

misura la forza degli acidi

deboli

pH=-log√Ka*[HA]

Kb COSTANTE DI

BASICITÀ

misura la forza delle basi

deboli

pOH=-log√Kb*[Base]

CONCENTRAZIONE DEGLI IONI IDROGENO

pH = − log[H+]

ACIDI E BASI FORTI

sono completamente

dissociati in ioni

pH=-log[HA]

ACIDI E BASI DEBOLI

sono parzialmente

dissociati in ioni

pOH = -log[OH]

INDICATORE

sostanza che cambia di colore in

presenza di una soluzione acida

o basica

BRÖNSTED E

LOWRY

- acidi donatori di

protoni

-basi accettori di

protoni

PIACCAMETRO

strumento che misura in

modo accurato il pH di

una soluzione