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Le definizioni di acido e di base Un percorso storico.

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Presentazione sul tema: "Le definizioni di acido e di base Un percorso storico."— Transcript della presentazione:

1 Le definizioni di acido e di base Un percorso storico

2 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 3 Definizioni secondo Arrhenius  È un acido Una sostanza che, in acqua, libera ioni H +  È chiamato protone, idronio, idrossonio  HCl, H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 2 S, HClO 4, HNO 3, HNO 2, CH 3 COOH ecc.  HCl  H + + Cl -  H 2 SO 4  2H + + SO 4 2-  H 3 PO 4  3H + + PO 4 3-  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  Ca OH -  Al(OH) 3  Al OH -

4 4 Perché gli acidi e le basi…  …si dissociano in modo differente? Cl – O – H Na – O – H 3,03,5 2,1 3,5 2,10,9 1,40,5 2,61,4

5 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 NH 3 + H 2 O  NH OH -

6 6 Brönsted - Lowry  È un acido Una sostanza che cede ioni H +  È una base Una sostanza che accetta ioni H +  NH 3 + H 2 O  NH 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 7 Coppie coniugate acido-base NH 3 + H 2 O  NH OH - base 1acido 1 differiscono per un H + acido 2base 2 HCl + H 2 O  H 3 O + + Cl - base 1acido 1acido 2 base 2 differiscono per un H +

8 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 NH 3 + H 2 O (l)  NH OH - NH 4 +  NH 3 + H +

9 9 Forza relativa degli acidi HCl + CH 3 COOH  CH 3 COOH Cl - base 1 acido 1 differiscono per un H + acido 2base 2

10 10 Costante di dissociazione acida HCl  H + + Cl - HCl + H 2 O  H 3 O + + Cl -

11 11 Forza degli acidi e delle basi  La K a e la K b sono direttamente proporzionali alla forza dell’acido o della base rispettivamente

12 12 Neutralizzazione  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 - + H 2 O NaCl  Ca(OH) 2 + 2HNO 3  Ca NO H 2 O Ca(NO 3 ) 2 nitrato di calcio  2NaOH + H 2 CO 3  2Na + + CO H 2 O Na 2 CO 3 carbonato di sodio  NaOH + H 2 CO 3  Na + + HCO H 2 O NaHCO 3 bicarbonato di sodio H + + OH -  H 2 O

13 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 14 Considerazioni  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 N H H H : B F F F

15 15 Interpretiamo i “vecchi” acidi e basi NH 3 + H 2 O  NH OH - N H H H : H+H+ O H H : : H+H+ O-O- H : : : NaOH


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