Le definizioni di acido e di base

Presentazione sul tema: "Le definizioni di acido e di base"— Transcript della presentazione:

1 Le definizioni di acido e di base
Un percorso storico

2 Teoria degli acidi e delle basi
Cos’è un acido? Una sostanza corrosiva, chimicamente molto attiva, che colora di rosso la cartina di indicatore universale, ha un sapore aspro Cos’è una base? Una sostanza corrosiva, chimicamente molto attiva, che colora di blu la cartina di indicatore universale, ha un sapore amaro Possono essere considerati in chimica gli opposti Reagiscono neutralizzandosi

3 Definizioni secondo Arrhenius
È un acido Una sostanza che, in acqua, libera ioni H+ È chiamato protone, idronio, idrossonio HCl, H2SO4, H3PO4, H2S, HClO4, HNO3, HNO2 , CH3COOH ecc. HCl  H+ + Cl- H2SO4  2H+ + SO42- H3PO4  3H+ + PO43- È una base Una sostanza che, in acqua, libera ioni OH- È chiamato ossidrile NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3, ecc. NaOH  Na+ + OH- Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH- Al(OH)3  Al3+ + 3OH-

4 Perché gli acidi e le basi…
…si dissociano in modo differente? Cl – O – H 3,0 3,5 2,1 0,5 1,4 Na – O – H 0,9 3,5 2,1 2,6 1,4

5 Limiti della teoria di Arrhenius
Gli equilibri acido-base possono avvenire anche in ambienti non acquosi Ci sono sostanze acide e basiche che non si comportano così Vediamo l’esempio dell’ammoniaca È una base ma non possiede un gruppo OH da liberare NH3 + H2O  NH4+ + OH-

6 Brönsted - Lowry È un acido È una base NH3 + H2O  NH4+ + OH-
Una sostanza che cede ioni H+ È una base Una sostanza che accetta ioni H+ NH3 + H2O  NH4+ + OH- Per Bronsted e Lowry esistono equilibri acido-base dove le specie partecipanti possono essere denominate coppie acido-base coniugate Sono due specie chimiche che differiscono solo per un protone

7 Coppie coniugate acido-base
NH3 + H2O  NH4+ + OH- base 1 acido 2 acido 1 base 2 differiscono per un H+ HCl + H2O  H3O+ + Cl- acido 2 base 1 acido 1 base 2 differiscono per un H+

8 Forza delle specie coniugate
Se un acido o una base è forte la sua specie coniugata sarà una base o un acido molto debole e viceversa NH3 + H2O(l)  NH4+ + OH- NH4+  NH3 + H+

9 Forza relativa degli acidi
HCl + CH3COOH  CH3COOH Cl- acido 1 base 2 acido 2 base 1 differiscono per un H+

10 Costante di dissociazione acida
HCl  H+ + Cl- HCl + H2O  H3O+ + Cl-

11 Forza degli acidi e delle basi
La Ka e la Kb sono direttamente proporzionali alla forza dell’acido o della base rispettivamente

12 Neutralizzazione H+ + OH-  H2O Le reazioni tra un acido ed una base si chiamano “neutralizzazioni” Perché si ottengono dei prodotti che non manifestano la stessa elevata reattività dei reagenti (corrosività) Acido + base  sale + acqua HCl + NaOH  Na+ + Cl- + H2O NaCl Ca(OH)2 + 2HNO3  Ca2+ + 2NO3- + 2H2O Ca(NO3)2 nitrato di calcio 2NaOH + H2CO3  2Na+ + CO H2O Na2CO3 carbonato di sodio NaOH + H2CO3  Na+ + HCO3- + H2O NaHCO3 bicarbonato di sodio

13 Lewis La teoria di Lewis si basa sullo scambio di coppie di elettroni
Acido: È una specie chimica che acquisisce un doppietto elettronico Base: È una specie chimica che cede un doppietto elettronico

14 Considerazioni La definizione di Lewis permette di:
H F Considerazioni H N : B F H F La definizione di Lewis permette di: Definire reazioni acido-base anche le reazioni di formazioni di complessi (formazione di legami dativi) La specie che dona elettroni si comporta come base La specie che accetta elettroni si comporta come acido In questo tipo di reazioni non deve avvenire per forza lo scambio di protoni

15 Interpretiamo i “vecchi” acidi e basi
NH3 + H2O  NH4+ + OH- H H N : H+ NaOH H H : O- : H : O : : H H+