Tratto da EdiTEST TEORIA Medicina, Odontoiatria, Veterinaria – VIII edizioneCopyright © 2014, 2013, 2012, 2011, 2010, 2008, 2007, 2005, EdiSES S.r.l. – Napoli

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Autori:

Prof. Marcella Cioffi, Esperto di Didattica della Chimica e già docente di Chimica e Laboratorio nella scuola secondaria di secondo grado

Dott. Mauro De Nisco, Ricercatore e Docente di Scienze Chimiche

Grafica di copertina a cura di: The Factory S.r.l.

Progetto grafico e redazione: EdiSES S.r.l.

Fotocomposizione: doma book di Di Grazia Massimo

Stampato presso Litografia Sograte S.r.l. – Città di Castello (PG)

per conto della EdiSES S.r.l. – Piazza Dante, 89 – Napoli

Finito di stampare a Giugno 2015

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Adattamento dell’opera originale per conto di Pre-AIMS S.r.l. – Accademia Italiana Accesso Università

I destinatari dei Manuali didattici dell’Accademia Pre-AIMS sono tutti gli studenti che intendo-no partecipare ai concorsi per accedere alle facoltà universitarie medico-scientifiche (Medicina/Odontoiatria, Veterinaria, Professioni Sanitarie, Farmacia, CTF, Biotecnologie, Scienze, ecc.).

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Prefazione

iv Prefazione

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1 La materia e le sue trasformazioni 11.1 Le trasformazioni della materia 11.2 Atomi, isotopi e ioni 21.3 Come ci appare la materia 41.4 Sostanze pure e simboli per esprimerle 41.5 Rapporti ponderali nei composti 61.6 I miscugli 7 1.6.1 Come separare un miscuglio 8

2 Il modello atomico a orbitali 102.1 Dal modello atomico di Bohr al modello a orbitali 102.2 Gli orbitali e i numeri quantici 112.3 Confi gurazioni elettroniche degli atomi 13 2.3.1 Confi gurazioni elettroniche di alcuni elementi 16 2.3.2 Come costruire una confi gurazione elettronica 16

3 Il sistema periodico e la mole 183.1 La massa degli atomi e delle molecole 183.2 La tavola periodica 19 3.2.1 Suddivisione degli elementi in gruppi e periodi 21 3.2.2 Proprietà periodiche 233.3 La mole 28 3.3.1 Relazioni tra massa, numero di moli e numero di particelle 29

4 I legami chimici 304.1 Legame ionico e composti ionici 304.2 Come si scrive un composto ionico? 324.3 Il legame covalente e le strutture di Lewis 32 4.3.1 Legami covalenti semplici, doppi e tripli 33 4.3.2 Il legame covalente dativo 34

Indice

vi Indice

4.4 Elettronegatività e polarità dei legami 354.5 Polarità delle molecole 374.6 La geometria delle molecole: teoria VSEPR 374.7 La geometria delle molecole: orbitali ibridi 404.8 Il legame metallico 444.9 Un confronto riepilogativo 44

5 Le forze intermolecolari e le loro conseguenze 455.1 I legami intermolecolari 455.2 Legami intermolecolari e passaggi di stato 48 5.2.1 Gli stati di aggregazione della materia 48 5.2.2 I cambiamenti di stato della materia 495.3 La solubilizzazione delle sostanze 51 5.3.1 La solubilizzazione dei composti ionici 52

6 La nomenclatura dei composti inorganici 546.1 Il numero di ossidazione 54 6.1.1 Come si calcola il numero di ossidazione 546.2 Gli idracidi 566.3 Gli ossidi acidi (o anidridi) 576.4 Gli ossiacidi (o ossoacidi) 586.5 Gli ossidi basici 606.6 Gli idrossidi 616.7 I sali 61 6.7.1 Preparazione di un sale 64

7 Le soluzioni e le loro proprietà 667.1 La concentrazione 667.2 Come viene espressa la concentrazione 67 7.2.1 Le percentuali 67 7.2.2 Molarità, molalità, frazione molare 68 7.2.3 La normalità 707.3 La diluizione 717.4 Le soluzioni elettrolitiche 727.5 Le proprietà colligative 74 7.5.1 Proprietà colligative degli elettroliti forti 77

8 Le trasformazioni chimiche e la termodinamica 788.1 Il simbolismo per esprimere una trasformazione chimica 78 8.1.1 Come scrivere e bilanciare una reazione 798.2 Stechiometria e calcoli stechiometrici 80

Indice vii

8.3 Classifi cazione delle reazioni 838.4 Aspetti energetici delle reazioni: la termodinamica 84 8.4.1 La termochimica 84 8.4.2 Spontaneità delle reazioni 85

9 La velocità delle reazioni e l’equilibrio chimico 899.1 La cinetica chimica 89 9.1.1 Teoria delle collisioni ed energia di attivazione 89 9.1.2 La velocità di reazione e i fattori che la infl uenzano 919.2 L’equilibrio chimico: un equilibrio dinamico 93 9.2.1 La costante di equilibrio: KC e KP 959.3 Modifi cazioni di uno stato di equilibrio 96 9.3.1 Effetto della concentrazione 97 9.3.2 Effetto della temperatura 97 9.3.3 Effetto della pressione 98

10 Acidi, basi e pH 9910.1 Gli acidi e le basi 99 10.1.1 La forza degli acidi e delle basi 100 10.1.2 Acidi e basi coniugati 10210.2 Autoionizzazione e prodotto ionico dell’acqua 10410.3 Acidità, basicità e neutralità delle soluzioni 10510.4 Il pH di una soluzione 106 10.4.1 Gli indicatori del pH 10910.5 Un sale può essere acido, basico o neutro 10910.6 Le soluzioni tampone 111 10.6.1 Il potere tamponante 112

11 Le reazioni di ossido-riduzione 11311.1 La caratteristica delle reazioni di ossido-riduzione 11311.2 Le reazioni redox 113 11.2.1 Le reazioni redox dei composti ionici 115 11.2.2 Le pile 116 11.2.3 Bilanciamento delle reazioni redox 117

12 La chimica organica 11912.1 La nascita della chimica organica 11912.2 Proprietà dei composti organici 11912.3 Isomeria 12112.4 Gli idrocarburi 126 12.4.1 Idrocarburi alifatici 128

viii Indice

12.4.2 Idrocarburi aromatici (areni) 13312.5 Altri composti organici ternari 135 12.5.1 I fenoli 135 12.5.2 Generalità su alcoli, aldeidi e chetoni 136 12.5.3 Alcoli 137 12.5.4 Aldeidi e chetoni 139 12.5.5 Gli acidi carbossilici e i loro derivati 141 12.5.6 Le ammine 146

Caratteristiche dell’esame di ammissione 1491 Il numero programmato 150 1.1 Test a risposta multipla 150 1.2 Caratteristiche del test 150 1.3 Modalità di svolgimento della prova 150 1.4 Gestione del tempo 153 1.4.1 Tecniche di lettura veloce 154 1.5 Consigli generali 154 1.6 Tecniche per eliminare i distrattori e identifi care la risposta corretta 155Allegato: Programmi d’esame 162

1.1 Le trasformazioni della materia

La chimica studia le trasformazioni chimiche, ossia le trasformazioni che modifi cano la natura

stessa della materia che le subisce, come la combustione del legno o la trasformazione di prodotti

petroliferi in materie plastiche. Tali trasformazioni vengono esaminate anche a livello sub-microsco-

pico, attraverso la composizione e la struttura della materia e il comportamento di atomi e molecole.

Nelle trasformazioni fi siche, invece, la natura della materia resta inalterata, come nei passaggi

da uno stato di aggregazione a un altro (passaggi di stato), quando un metallo conduce la corrente, ecc.

a) b)

Figura 1.1 a) Una trasformazione chimica del magnesio: bruciando produce un solido

bianco che è ossido di magnesio. b) Una trasformazione fisica del tungsteno: nelle lampa-

dine ormai in disuso il passaggio di corrente elettrica rende incandescente un filamento di

tungsteno.

1 La materiae le sue trasformazionichimica

2 Chimica

Figura 1.2 I passaggi di stato

della materia.

Sub

lim

azio

neB

rina

men

to

Solidificazione

Vapore

Solido Liquido

Evaporazione

Condensazione

Fusione

1.2 Atomi, isotopi e ioni

In qualunque forma si presenti (miscugli, composti o elementi), tutta la materia è costituita di atomi.

Gli atomi sono particelle piccolissime, il cui centro (nucleo) è costituito di nucleoni, preci-

samente di protoni ( p, con carica positiva) e neutroni (n, privi di carica). Intorno al nucleo,

distribuiti a distanze diverse, si muovono gli elettroni (e o e–, con carica negativa), in numero

uguale a quello dei protoni.

Il nucleo è circa 10.000 volte più piccolo dell’intero atomo, perciò un atomo è costituito essen-

zialmente di spazi vuoti.

Un protone e un elettrone hanno la stessa carica elettrica (1,602 · 10–19

C), positiva il primo,

negativa il secondo. Dal momento che in un atomo il loro numero è uguale, l’atomo risulta neutro.

Il protone è stato scelto come unità elementare della carica elettrica positiva (+1) e viene indi-

cato con il simbolo H + in quanto corrisponde all’atomo di idrogeno H contenente soltanto 1 protone

privato del suo elettrone.

L’elettrone è stato scelto come unità elementare della carica elettrica negativa (–1).

Particella

subatomica

Carica in Coulomb

(C)

Carica in unità

elementare

Elettrone (e–) 1,602 · 10

–19–1

Protone (H+) 1,602 · 10

–19+1

Neutrone (n) 0 0

Gli atomi di un elemento non sono tutti uguali. Generalmente gli atomi hanno un numero

diverso di neutroni, pertanto ogni atomo ha una sua identità, defi nita da 2 numeri:

• numero atomico Z (numero di protoni), caratteristico di quel certo elemento e quindi invaria-

bile;

• numero di massa A, che varia, in quanto è uguale al numero dei nucleoni e cioè alla somma del

numero dei protoni e dei neutroni.

1. La materia e le sue trasformazioni 3

LA

MA

TER

IA E

LE S

UE

TR

ASFO

RM

AZIO

NI

Nel simbolismo adottato per indicare i valori di Z e di A di un atomo, si riportano questi numeri

rispettivamente in basso e in alto a sinistra del simbolo dell’elemento:

E Simbolodell’elemento

Numerodi massa

Numeroatomico

A

Z

Ad esempio il simbolo 59

27Co rappresenta un atomo dell’elemento cobalto (Co) contenente 27

protoni (Z) e 59 tra protoni e neutroni (A). Di conseguenza questo atomo di cobalto contiene 59 – 27

= 32 neutroni.

L’atomo 60

27Co contiene lo stesso numero di protoni, ma 1 neutrone in più.

In generale:

numero di neutroni = numero di massa (A) – numero atomico (Z)

Sono detti isotopi gli atomi di un elemento che differiscono per il numero di neutroni e quindi

unicamente per la massa.

Esempio

I simboli 14

6C e

13

6C indicano 2 isotopi dell’elemento carbonio. Quale dei due atomi ha il minor nu-

mero di neutroni e quindi la massa minore?

14

6C ha: 14 (A) – 6 (Z) = 8 neutroni

13

6C ha: 13 (Z) – 6 (Z) = 7 neutroni

L’isotopo con massa minore è 13

6C in quanto ha 1 neutrone in meno rispetto a

14

6C.

Gli atomi possono perdere o acquistare elettroni. Quando un atomo viene privato di uno o più

elettroni, oppure li acquista, si trasforma in ione, rispettivamente positivo (detto catione) o negativo

(detto anione). Il valore di Z resta immutato in quanto esprime il numero dei protoni.

Un catione è una particella con tante cariche positive quanti sono gli elettroni sottratti all’ato-

mo. Nel caso del litio 6

3Li (v. Figura 1.3) il numero dei protoni (3) e il numero dei neutroni (6 − 3

= 3) sono gli stessi nell’atomo Li e nel catione Li+, mentre nel catione gli elettroni sono inferiori

di una unità.

Un anione è una particella con tante cariche negative quanti sono gli elettroni che l’atomo ha

acquistato.

L’anione F – del fl uoro

19

9F (v. Figura 1.3), ad esempio, conserva il numero di protoni e neutroni e

presenta un elettrone in più rispetto all’atomo:

Litio Li

Fluoro F

Ione floruro FIone litio Li

Li

3p3n3e

Li

3p3n

2e

F

9p10n9e

F

9p10n10e

3e

9e

10eee

2e

3p3n

9p10n

9p10n

3p3n

+

Figura 1.3

La conoscenza dei legami e la loro disposizione nelle molecole è il presupposto indispensabile per

comprendere le proprietà delle sostanze.

La formazione dei legami avviene tra ioni (legame ionico) o tra atomi (legame covalente), com-

portando la loro stabilizzazione in strutture defi nite. Nei metalli, invece, la stabilizzazione avviene

con modalità diverse e caratteristiche.

4.1 Legame ionico e composti ionici

Il legame ionico è un’attrazione di natura elettrostatica che si stabilisce tra ioni di carica opposta

(cationi e anioni).

Mentre i gas nobili (gruppo VIII) non hanno alcuna tendenza a formare cationi o anioni, e

dunque non formano legami chimici, alcuni metalli e alcuni non metalli sono invece coinvolti in

tali trasformazioni. In particolare, la tendenza a formare cationi è molto accentuata nei metalli che

hanno, infatti, bassi valori di energia di ionizzazione Ei:

• i metalli alcalini (gruppo I) formano cationi con una carica positiva (detti cationi monovalenti),

come Na+ e K

+;

• i metalli alcalino-terrosi (gruppo II) formano cationi con due cariche positive (cationi bivalen-

ti), come Ba2+

e Mg2+

.

La tendenza a formare anioni, invece, è molto accentuata nei non metalli che hanno, infatti, alti

valori di affi nità elettronica Ae:

• gli alogeni (gruppo VII) formano anioni con una carica negativa (anioni monovalenti), come

Cl– e Br

–;

• alcuni elementi del gruppo VI formano anioni con due cariche negative (anioni bivalenti),

come O2–

e S2–

.

I cationi e gli anioni risultanti sono stabili in quanto hanno la confi gurazione s2p

6 dei gas nobili

nei sottolivelli esterni; avendo cariche di segno opposto si legano formando composti ionici.

Il legame ionico, caratteristico dei composti ionici, è il risultato delle forze elettrostatiche tra

cationi e anioni, particelle con cariche di segno opposto (legge di Coulomb).

La valenza dell’elemento corrisponde al numero delle cariche di ciascuno ione e indica

perciò il numero degli elettroni ceduti o acquistati dall’atomo dell’elemento.

4 I legami chimicichimica

4. I legami chimici 31

I LEG

AM

I C

HIM

ICI

Gruppo I II III IV V VI VII Gruppo VIII (gas nobili)

Riempimento progressivo di sottolivelli raggiungendo

l’ottetto s2p6

Aumento della energia di ionizzazione Ei

Diminuzione della tendenza a formare cationi X+

Aumento dell’affinità elettronica Ae

Aumento della tendenza a formare anioni X–

Livelli o sottolivelli completi (con ottetto s2p6)

Energia di ionizzazione Ei molto alta

Nessuna tendenza a formare cationi X+

Affinità elettronica Ae molto bassa

Nessuna tendenza a formare anioni X–

Figura 4.1 La tendenza di un elemento a formare cationi o anioni, e quindi la

sua energia di ionizzazione Ei e la sua affinità elettronica Ae, sono strettamente

collegate alla configurazione elettronica e perciò all’appartenenza a un determi-

nato gruppo.

I composti ionici presentano una struttura tridimensionale ordinata (reticolo cristallino) in cui

cationi e anioni sono fortemente legati, tanto da giustifi care lo stato di aggregazione (solido) e gli

elevati punti di fusione di questi composti.

11e–

10e–

11p+

17e–18e–

17p+17p+

11p+

AtomoNa

++

++

+

++

+

–––

– ––

–

–

––

–– –

––

–

––

AtomoCl

Cationesodio Na+

Anionecloruro Cl–

Reticolo cristallino Sale da cucina

Perde unelettrone

Acquistaun elettrone

a) b) c)

e–

Figura 4.2 a) Il trasferimento di un elettrone da un atomo di sodio a

un atomo di cloro genera gli ioni Na+ e Cl

–, entrambi monovalenti, che

hanno, rispettivamente, la configurazione elettronica dei gas nobili neo

(Z = 10) e argo (Z = 18). b) Cationi e anioni, attratti da forze elettrosta-

tiche, formano legami ionici nel reticolo cristallino del cloruro di sodio

NaCl. c) Un campione di cloruro di sodio cristallino, comunemente det-

to “sale da cucina”.

Esempio

Quale composto ionico si forma tra il magnesio Mg (gruppo II) e il fl uoro F (gruppo VII)?

Per rappresentare la confi gurazione elettronica del magnesio scriveremo il simbolo dell’elemento

seguito da una freccia e dai simboli degli orbitali, sui quali è riportato il numero degli elettroni.

a) Un atomo di magnesio Mg cede i due elettroni del livello esterno trasformandosi nel catione

magnesio bivalente Mg2+

.

32 Chimica

Mg [Ne] 3s2 Mg2+ [Ne] Ne (gas nobile)

-2 e−

catione magnesiobivalente

(Z=12)

b) I due elettroni ceduti dall’atomo Mg sono acquistati da 2 atomi di fl uoro F, ciascuno dei quali

ha 7 elettroni nel livello esterno, e si formano due anioni fl uoruro monovalenti:

2F [He] 3s2 p5 2F– [He]3s23p6 Ne (gas nobile)

+2 e−

anioni fluoruromonovalenti

(Z=9)

c) Il catione e gli anioni attratti da forze elettrostatiche formano il composto ionico:

catione magnesio

Mg2+ MgF2

anioni fluoruro fluoruro di sodio(composto ionico)

2F–+

4.2 Come si scrive un composto ionico?

Un composto ionico è neutro, quindi, il numero delle cariche positive deve essere uguale a quello

delle cariche negative; pertanto, dopo aver scritto, in successione, il catione e l’anione, la valenza

del catione e quella dell’anione diventano, rispettivamente, l’indice numerico dell’anione e quello

del catione:

ione sodiomonovalente

Na1+

ione solfurobivalente

S2–

Na2S solfuro di sodio

Esempio

Per scrivere il composto costituito dagli ioni Fe3+

e SO4

2–:

a) in primo luogo si scrive il catione seguito dall’anione: Fe3+

SO4

2–;

b) la valenza 3 del catione diventa l’indice numerico del gruppo SO4

2–, che perciò deve essere rac-

chiuso in parentesi. La valenza 2 di questo anione diventa l’indice numerico del catione Fe3+

.

In questo modo le 6 cariche positive del catione bilanciano le 6 cariche negative dell’anione:

Fe2(SO

4)

3

6 cariche + 6 cariche –

4.3 Il legame covalente e le strutture di Lewis

Nelle sostanze che non contengono ioni gli atomi sono uniti mediante un tipo di legame introdotto

per la prima volta dal chimico statunitense Gilbert Lewis, il legame covalente. Lewis introdusse

anche la cosiddetta regola dell’ottetto, che è risultata valida anche per i composti ionici.

Un legame covalente si forma quando due atomi condividono uno o più elettroni spaiati del

guscio esterno (guscio di valenza), e consiste nella forza di attrazione risultante che si stabilisce

tra i nuclei dei due atomi e gli elettroni messi in comune (v. Figura 4.3).

10.1 Gli acidi e le basi

Nel Capitolo 7 è stata riportata la reazione di ionizzazione del cloruro di idrogeno H+

- Cl–

(g), che è un composto polare, quando viene sciolto in acqua: H-Cl(g) cede un protone H+ all’acqua con cui forma un legame covalente dativo e si formano lo ione idronio H3O

+ e lo ione cloruro Cl–.

Secondo la teoria formulata dal chimico danese Johannes Nicolaus Brønsted e dal chimico ingle-se Thomas Martin Lowry: un acido è un datore di protoni; una base è un accettore di protoni.

Nella reazione (10.1), pertanto, HCl è l’acido, H2O è la base:

δ+ δ–

H–Cl(g)

+ H2O

(l)H

3O+

(aq)+ Cl

(aq)

–

Ione

cloruro

Ione

idronio

Acido Base

Reazione acido-base

(10.1)

Una reazione tra un acido e una base consiste nel trasferimento di un protone dall’acido alla base.Generalmente la reazione (10.1) viene scritta più semplicemente omettendo l’acqua e indicando con il simbolo H+

(aq) (protone idratato) lo ione idronio e con HCl(aq) il cloruro di idrogeno in soluzione acquosa, cioè l’acido cloridrico:

H+ + Cl–

Ione

cloruroAcido

cloridricoProtone

(aq) (aq) H–Cl

(aq)

(10.2)

Reagendo con sostanze di tipo diverso dagli acidi, l’acqua si può comportare da datore di proto-ni, cioè da acido; ovviamente, l’altra sostanza, accettore di protoni, è una base. Nella reazione che segue si crea un legame covalente dativo tra l’NH3 e l’H+ ceduto dall’acqua, con formazione dello ione ammonio e dello ione idrossido:

NH3(g)

+ H2O

(l)NH

4 (aq) + OH

(aq)

–

Ione

idrossido

Ione

ammonio

Acido Base

+ –

Reazione acido-base

(10.3)

10 Acidi, basi e pHchimica

100 Chimica

Osservando i prodotti delle reazioni (10.2) e (10.3), è possibile individuare precise proprietà degli acidi e delle basi:

• gli acidi sono sostanze che in acqua producono protoni H +(aq)

;

• le basi sono sostanze che in acqua producono ioni idrossido OH –(aq)

.

Figura 10.1 Ione

idrossido

Ioneidronio

l’acqua si comporta da acido

l’acqua si comporta da base

+

–Base

Acido

H+

H+

Approfondimenti

L’acqua è una sostanza che può comportarsi sia da acido sia da base, perciò è definita sostanza anfiprotica (o anfotera). Con sostanze come H-Cl, disponibili a cedere protoni, agisce da base; con sostanze come NH

3, che rendono disponibile una coppia di elettroni solitaria, agisce da

acido.

10.1.1 La forza degli acidi e delle basi

Un acido viene definito forte se in soluzione acquosa si ionizza completamente, cioè se tutte le sue molecole producono protoni H+

(aq); è debole se si ionizza solo in parte, cioè se soltanto una parte

delle molecole produce H+

(aq).

Acidi forti e deboli

Tutti gli idracidi e gli ossiacidi (v. Capitolo 6) e gli acidi carbossilici (v. Capitolo 12) reagiscono con l’acqua producendo protoni H+

(aq), in quanto presentano, come H-Cl, un legame polare fra un atomo H e un atomo molto elettronegativo (generalmente O). Tuttavia, per alcuni acidi (acidi forti) la reazione di ionizzazione è completa e pertanto è indicata con la freccia singola; per altri (acidi deboli) si stabilisce un equilibrio, indicato, com’è noto, con la doppia freccia. Ne consegue che le loro soluzioni conducono la corrente elettrica e che gli acidi forti sono elettroliti forti, quelli deboli sono elettroliti deboli.

La forza degli acidi viene espressa mediante la costante di equilibrio (v. Capitolo 9) detta costan-te di acidità K

a (v. Tabella 10.1).

10. Acidi, basi e pH 101

AC

IDI, B

ASI E p

H

Acidobromidrico

Acidofluoridrico

Acido acetico(acido carbossilico)

Acidonitrico

Ioneidronio

Ioneidronio

Ionenitrato

Ioneidronio

Ionefluoruro

Ioneidronio

Ioneacetato

Ionebromuro

HBr(aq) + H2O(l) Br-(aq)+

HNO3(aq) + H2O(l) NO3-(aq)+

acidi forti (si comportano da elettroliti forti, perciò in acqua si ionizzanocompletamente ( = 1) (v. Capitolo 7)

HF(aq) + H2O(l) F-(aq)+

CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq)+

acidi deboli (si comportano daelettroliti deboli, perciò in acqua si ionizzano parzialmente ( < 1)

H3O+(aq)

H3O+(aq)

H3O+(aq)

H3O+(aq) (v. Capitolo 7)

Tabella 10.1 Acidi forti e deboli

Nome dell’acido Reazione di ionizzazione Ka (mol/L)

Acido perclorico HClO4(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + ClO–

4(aq) Molto grande

Acido iodidrico HI(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + I–

(aq) Molto grande

Acido bromidrico HBr(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + Br–

(aq) Molto grande

Ac ido cloridrico HCl(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + Cl–

(aq) Molto grande

Acido nitrico HNO3(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + NO–

3(aq) Molto grande

Acido solforico H2SO4(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + HSO–

4(aq) Grande (circa 106)

Acido solforoso H2SO3(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + HSO–

3(aq) 1,4 · 10–2

Acido fosforico H3PO4(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + H2PO–

4(aq) 6,9 · 10–3

Acido nitroso HNO2(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + NO–

2(aq) 5,6 · 10–4

Acido fl uoridrico HF(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + F–

(aq) 6,3 · 10–4

Acido acetico CH3COOH(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + CH3COO–

(aq) 1,8 · 10–5

Acido carbonico H2CO3(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + HCO–

3(aq) 4,5 · 10–7

Acido solfi drico H2S(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + HS–

(aq) 8,9 · 10–8

Acido ipocloroso HClO(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + ClO–

(aq) 4,0 · 10–8

Acido cianidrico HCN(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + CN–

(aq) 6,2 · 10–10

102 Chimica

Nella tabella sono riportati acidi con più atomi di idrogeno: questi sono acidi poliprotici, e sono detti monoprotici, diprotici o triprotici a seconda del numero di protoni che possono cedere a una base. Ad esempio, l’acido solforico H2SO4(aq) può dar luogo alle seguenti reazioni acido-base, perciò è un acido diprotico:

Acidosolforico

Ioneidronio

Ioneidronio

Ionesolfato

Ioneidrogenosolfato

Ioneidrogenosolfato

aq1. H2SO4( ) + HSO4-( )+

2. HSO4-( ) + SO4

2-( )+

Ka 1 · 106

Ka = 1,0 · 10-2

H3O+( )

H3O+( )aq

aq

aq

aq

aq

H2O(l)

H2O(l)

La seconda reazione dimostra che anche uno ione contenente atomi di idrogeno può essere un acido. Naturalmente, essendo uno ione negativo, il suo carattere acido è meno accentuato, come appare dai valori delle K

a.

Basi forti e deboli

Una base si definisce forte se tutte le sue molecole producono ioni idrossido OH–

(aq); è debole se solo una parte delle sue molecole produce ioni OH

–

(aq).

Gli idrossidi dei gruppi I e II sono basi forti, ma, essendo composti ionici, gli ioni OH–

(aq) sono

prodotti direttamente dal fenomeno di dissociazione dovuto all’acqua; ad esempio:

Ione

idrossidoIone

potassioIdrossido di

potassio

KOH( ) OH-( )+K+

( )

dissociazione ionicaaq aq aq

(10.4)

Questi ioni idrossido sono le vere basi, cioè i veri e propri accettori di protoni, con i quali for-mano H2O.

Gli idrossidi del gruppo III, come Al(OH)3, e gli altri idrossidi hanno generalmente un carattere anfotero, ovvero possono comportarsi sia da base che da acido.

Le basi organiche, in particolare le ammine (v. Capitolo 12), sono generalmente basi deboli, come l’ammoniaca NH3 che è una base inorganica, e anche esse sono accettori di protoni grazie alla coppia solitaria dell’azoto.

La costante di equilibrio, detta costante di basicità Kb, ne indica la maggiore o minore forza:

Ammoniaca NH3 base di media forza (Kb= 1,8 10 5 mol/L)

Metilammina CH3-NH2 base più forte (Kb= 4,6 10 4 mol/L)

Anilina C6H5-NH2 base più debole (Kb= 7,4 10 10 mol/L)

10.1.2 Acidi e basi coniugati

Secondo la teoria di Brønsted e Lowry:

• ogni acido A cedendo un protone si trasforma nella sua base coniugata B;

• ogni base B accettando il protone si converte nel corrispondente acido coniugato A.

10. Acidi, basi e pH 103

AC

IDI, B

ASI E p

H

Ne consegue che ogni reazione acido-base è interpretabile come reazione fra due coppie co-niugate acido-base:

Acido1

+ Base2

Base1

+ Acido2

Coppia coniugata

Coppia coniugata

In questa nuova ottica rivediamo alcune delle reazioni precedenti evidenziando la presenza dell’acqua:

H-Cl(aq) + H2O(l) Cl-(aq)+H3O+(aq)

Ione

cloruro

Acido

cloridrico

A1 B2 A2 B1

Coppia coniugata 1

Coppia coniugata 2

Ione

idronioAcqua

(10.5)

CH3COO-H(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq)+H3O+

(aq)

Ione

acetato

Acido

acetico

A1 B2 A2 B1

Coppia coniugata 1

Coppia coniugata 2

Acqua Ione

idronio

(10.6)

NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq)+OH-(aq)

Ione

ammonio

Ammoniaca

B1 A2 B2 A1

Coppia coniugata 1

Coppia coniugata 2

Acqua Ione

idrossido

(10.7)

È facile trarre le seguenti conclusioni:

• se un acido è forte (come HCl), la sua base coniugata (ione cloruro Cl–) è molto debole (infatti, la reazione 10.5 è praticamente irreversibile);

• se l’acido è alquanto debole, come CH3COOH (Ka = 1,8 · 10–5 mol/L), la sua base coniugata

CH3COO– è debole (infatti, lo ione CH3COO– tende, ma solo in parte, ad acquistare protoni per trasformarsi nell’acido acetico non ionizzato, secondo la reazione inversa dell’equilibrio 10.6);

• se una base è alquanto debole, come NH3 (Kb = 1,8 · 10–5 mol/L), il suo acido coniugato NH4

+ è un acido debole (la reazione 10.7, infatti, è un equilibrio abbastanza spostato a destra).

Forza diun acido

Forza dellasua base coniugata

Forza diuna base

Forza delsuo acidoconiugato

104 Chimica

Riepilogo

Ogni acido ha la sua base coniugata, così come ogni base ha il suo acido coniugato.La forza di ogni componente di una coppia acido-base è regolata da una logica ben pre-

cisa:

• più forte è un acido (cioè maggiore è la sua tendenza a cedere protoni), più debole è la sua base coniugata (cioè minore è la sua tendenza ad accettare protoni per riformare l’acido);

• più forte è una base (cioè maggiore è la sua tendenza ad accettare protoni), più debole è il suo acido coniugato (cioè minore è la sua tendenza a cedere protoni per riformare la base).

BASE

Cl

HSO4

NO3

H2O

SO42

H2PO4

F

CH3COO

HCO3

HS

HPO42

NH3

CO32

PO43

OH

O2

H

CH3

Basi forti

Basi deboli

Basicitàtrascurabile

Fo

rza basica crescen

teF

orz

a ac

ida

cres

cen

teACIDO

HCl

H2SO4

HNO3

H3O (aq)

HSO4

H3PO4

HF

CH3COOH

H2CO3

H2S

H2PO4

NH4

HCO3

HPO42

H2O

OH

H2

CH4

Acidi forti

Acidi deboli

Aciditàtrascurabile

Figura 10.2 Forza di alcune coppie acido-base coniugate.

10.2 Autoionizzazione e prodotto ionico dell’acqua

Sebbene l’acqua pura sia considerata un non elettrolita − dunque un cattivo conduttore di elettricità − in misura limitatissima essa dà luogo a un fenomeno di autoionizzazione, per il quale acquisisce una leggerissima conduttività elettrica. Nell’acqua, infatti, una molecola agisce da acido cedendo un pro-tone a un’altra molecola che si comporta a sua volta da base formando lo ione idronio mediante un legame dativo, e si libera lo ione idrossido:

Acido Base

Autoionizzazione dell’acqua

Ioneidrossido

Ioneidronio

+ H2O(l)H2O(l) +OH–

aq) H3O+(( aq)

(10.8)

Si stabilisce così un equilibrio molto spostato verso la formazione di H2O, a cui compete una costante di equilibrio K

e molto piccola.