Acidi e Basi Acido è una parola che deriva dal latino “acetum” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un sapore “acidulo”. Basi o alcali (dall’arabo al kali = la cenere delle piante) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi. Qual è la definizione di acido e di base dal punto di vista della chimica?

Definizione di Arrhenius (1887) Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Premio Nobel per la Chimica 1903 Definizione di Arrhenius (1887) acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido  H+(aq) + ... Base  OH-(aq) + ... Neutralizzazione acido-base: H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)

Secondo la teoria di Arrhenius: Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche H2O HCl H+ + Cl- H2O NaOH Na+ + OH-

Insufficienza della definizione di Arrhenius: Molte basi, come per esempio l’ammoniaca, NH3, non possono formare OH-(aq) per dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere quindi di tipo diverso.

(per acidi e basi in soluzione acquosa) Definizione di Brønsted e Lowry (1923) (per acidi e basi in soluzione acquosa) Johannes Nicolaus Brønsted 1879-1947 Thomas Martin Lowry 1874-1936 Acido = donatore di protoni Base = accettore di protoni

Esempi di reazione acido-base secondo Brönsted- Lowry HCl(gas) + H2O H3O+ + Cl- H2O H3O+ + Cl- + NH3 NH4+ + Cl- + H2O HCl(gas) + NH3(gas) NH4Cl-(sol) in assenza di solvente

Coppia coniugata acido-base Esempio. Nelle seguenti reazioni, qual è l’acido e quale la base? Base NaOH OH- + Na+ Coppia coniugata acido-base Acido Base Base Acido HCl + H2O Cl- + H3O+ Base Acido Base Acido NH3 + H2O OH- + NH4+

“coppie acido-base coniugati” acido nitroso ione nitrito ione idrossonio HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq) acido 1 base 1 coniug acido 2 coniug base 2

NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) ammoniaca ione ammonio ione ossidrile NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) base 1 acido 1 coniug base 2 coniug acido 2

Un acido è Una base è una sostanza in grado di cedere ioni H+ un donatore di protoni una sostanza cui può essere strappato uno ione H+ Una base è una sostanza in grado di acquistare ioni H+ un accettore di protoni una sostanza che può strappare uno ione H+ ad un acido Come appare evidente, i due scienziati costruirono la loro teoria esclusivamente in funzione del protone

L'implicazione più importante della teoria di Bronsted e Lowry è che una reazione acido-base consiste nel trasferimento di un protone da un acido ad una base. La teoria introduce inoltre due concetti estremamente importanti: quello di forza RELATIVA di acidi e basi. b. quello di COPPIE ACIDO-BASE coniugate.

Per riassumere in un'unica sintesi questi concetti, si ponga attenzione alla seguente reazione e alle definizioni date delle singole specie: se si vuole far reagire un acido con una base occorre sapere in che senso è spostato l’equilibrio IMP! L'equilibrio della reazione è sempre spostato dalla parte delle specie più deboli. NH3 + H2O = NH4+ OH- base + debole base coniugata dell'acido ione ammonio acido + debole acido coniugato della base ione ossidrile acido + forte acido coniugato della base ammoniaca base + forte base coniugata dell'acido acqua

Forza relativa di acidi e basi La forza relativa di un acido (o di una base) può essere considerata in funzione della loro tendenza a perdere (accettare) un protone. Gli acidi più forti sono quelli che perdono più facilmente i loro protoni. Analogamente le basi più forti sono quelle che accettano un protone più facilmente. Un acido forte è una sostanza che in acqua è completamente ionizzatato: HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) acido base acido base La reazione è spostata completamente verso destra, per cui l’acido cloridrico è un acido forte. Se si considera la reazione inversa, questa avviene in piccolissima parte (praticamente non avviene). In essa lo ione Cl- agisce come base accettando un protone dall’acido H3O+, ma è una base estremamente debole.

HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) acido base acido base più forte più debole Questa reazione si può considerare anche in funzione della forza relativa tra HCl e H3O+. HCl perde il protone più facilmente di H3O+ ed è quindi un acido più forte e la reazione è spostata verso destra.

Si può quindi scrivere la seguente tabella In realtà nella tabella HNO3,H2SO4,HCl, HBr, HI e HClO4 sono tutti acidi forti (=completamente dissociati in acqua) ed è quindi evidente che per stabilire la forza relativa di questi acidi occorre procedere diversamente da quanto fatto in precedenza.

Un acido forte è una sostanza che ha una costante di dissociazione acida (Ka) maggiore di 1 Al gruppo degli acidi forti appartengono solamente sei sostanze: acido solforico (H2SO4, facente parte del liquido della batteria dell'automobile) acido cloridrico (HCl, chiamato anche acido muriatico) acido nitrico (HNO3, importante componente dell'acqua regia) acido iodidrico (HI) acido perclorico (HClO4) acido bromidrico (HBr Ka o Kb alta (105-100) pKa o pKb bassa Ka o Kb bassa (10-2-10-10) pKa o pKb alta Acidi: quasi tutti con Ka <<1

Forza degli acidi e struttura molecolare Abbiamo finora valutato la forza degli acidi in maniera empirica. Possiamo però in alcuni casi correlare la forza relativa di una serie di acidi alla loro struttura molecolare. La forza di un acido dipende dalla facilità con cui il protone H+ è rimosso da legame X–H nella specie acida. I fattori che determinano le forze relative degli acidi sono principalmente due: La polarità del legame X–H: X  H Più il legame è polarizzato (con la carica positiva sull’idrogeno) maggiore è la polarità del legame. La forza del legame X–H con cui il protone è legato ad X che a sua volta dipende dalle dimensioni dell’atomo X: più grande è l’atomo più debole è il legame e quindi maggiore è l’acidità. + -

HF<HCl<HBr<HI NH3(base)<H2O<HF Consideriamo una serie di acidi binari HX formati dagli elementi del gruppo VII A, il cui ordine di acidità è HF<HCl<HBr<HI L’elettronegatività degli elementi X diminuisce lungo il gruppo e quindi la polarità di H-X aumenta. Nonostante questo le dimensioni di X aumentano ed è questo secondo fattore a prevalere. Questo vale anche per gli idracidi formati dagli elementi del VI e V gruppo. Andando invece da sinistra a destra lungo un periodo l’elettronegatività aumenta mentre le dimensioni diminuiscono, benchè di poco. In questo caso è il fattore polarità a prevalere e l’acidità degli idracidi HnX aumenta da sinistra a destra lungo un periodo: NH3(base)<H2O<HF

Gli equilibri acido-base: Ka, Kb Se applichiamo la legge di azione delle masse ad un acido HA + H2O H3O+ + A- [ H3O+ ] [A- ] Ka = [ HA ] La costante di dissociazione di un acido (Ka) (sarebbe la costante di equilibrio dell’acido) esprime la tendenza dell’acido a dissociare e quindi anche la sua forza (ricordare !!che un acido è forte se si dossocia molto , è debole se si dissocia poco) Conviene fare come il pH per cui il pKa = - log Ka più piccolo è il valore del pK più forte è l’acido

A- + H2O OH- + HA [ OH- ] [ HA ] Kb = [ A - ] Analogamente se applichiamo la legge di azione delle masse ad una base avremo la costante di dissociazione della base Kb A- + H2O OH- + HA Kb = [ OH- ] [ HA ] [ A - ] La costante di dissociazione di una base(Kb) (sarebbe la costante di equilibrio della base) esprime la tendenza della base a dissociare e quindi anche la sua forza (ricordare !!che una base è forte se si dossocia molto , è debole se si dissocia poco) Conviene sempre fare come il pH per cui il pKb = - log Kb più piccolo è il valore del pK più forte è la base

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

Autoprotonazione dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)

L'acqua è debolmente dissociata secondo l'equilibrio: H2O H+ + OH- In accordo con la legge di azione di massa, la costante di equilibrio di questa reazione è: che a 25°C vale ca. 1.8 x 10-16 mol/litro

Kw = Keq [H2O] = [H+] [OH-] = 1.8 x 10-16 x 55.56 = 1 x 10-14 Tale valore indica che il no. di molecole di acqua dissociate è estremamente piccolo in confronto al no. di molecole di acqua indissociate: solo 2 molecole di acqua su circa 1 miliardo sono presenti in forma dissociata. A causa di questa debole dissociazione, la concentrazione molare dell'acqua può essere considerata costante; pertanto il suo valore può essere "inglobato" nella costante di equilibrio, in modo da definire una nuova costante, detta Kw, che vale: Kw = Keq [H2O] = [H+] [OH-] = 1.8 x 10-16 x 55.56 = 1 x 10-14

Prodotto ionico dell’acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) Kw = [H3O+] [OH-] A 25°C si ha Kw = 10-14 Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-] Soluzione acida: [H3O+] > [OH-] Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]

pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-] a 25°C pH = -log10[H3O+] pOH = -log10[OH-] 100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13 [H3O+] soluzione neutra pH = pOH = 7 soluzione acida pH < 7 pOH > 7 soluzione basica pH > 7 pOH < 7

Il pH e la sua scala pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] pH + pOH = pKw = 14 Soluzioni basiche pH basicità crescente 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 pOH acidità crescente Soluzioni acide

Il pH risultante è acido Il calcolo del pH (acidi forti) Si calcoli il pH di una soluzione di 0.1 M di HCl HCl è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia completamente: [H3O+] derivante dall’acido = [HCl] = 0.1 M -1 pH = -log 0.1 = 10 = 1 Il pH risultante è acido

Il pH risultante è basico Il calcolo del pH (basi forti) Si calcoli il pH di una soluzione di 0.1 M di NaOH NaOH è una Base forte con quindi in H2O si dissocia completamente: [OH-] derivante dalla base = [NaOH]= 0.1 M -1 pOH = -log 0.1 = 10 = 1 Quindi poiché pH + pOH = 14 Il pH = 14 – 1 =13 Il pH risultante è basico

esercizi Il pH ( di una soluzione) è il log dell’inverso della concentrazione idrogenionica [H3O+] x [ OH-] = 10-14 pH+ pOH= 14 1.   Calcolare il pH di una soluzione di HCl 0.01 M 2.   Calcolare il pH di una soluzione di HCl 0.0001 M 3.   Calcolare il pH di una soluzione di NaOH 0.01 M 4.   Calcolare il pH di una soluzione diNaOH 0.001 M 5.   Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di HCl a pH=3 6.   Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di HCl a pH=5 7.   Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di NaOH a pH=9 8.   Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di NaOH a pH=7 9.    Calcolare il pH di una soluzione di HCl 10-8

Gli equilibri acido-base in medicina indicano l'insieme dei processi fisiologici che l’organismo mette in atto per mantenere al suo interno un livello di acidità compatibile con lo svolgimento delle principali funzioni metaboliche. Grazie a questi processi, il pH del sangue è mantenuto su valori compresi tra 7,35 e 7,45. Il mantenimento costante del pH del sangue e dei tessuti è lo scopo principale della regolazione acido-base.

IMPORTANTE!! LIQUIDI CORPOREI

Il pH dei liquidi corporei La vita e’ compatibile con valori ristretti del pH ematico (6.8 – 7.8) I processi metabolici generano quantita’ di acidi e basi Gli apparati dell’organismo umano corrispondono zone distinte, ciascuna caratterizzata da un diverso valore di pH che permette loro lo svolgimento di determinate funzioni: è noto come a livello gastrico sia necessario un pH acido per consentire il processo digestivo. In questo contesto, il pH può giungere anche a valori molto bassi, pari ad 1; gli stessi valori del pH, tuttavia, non sono compatibili con la vita se presenti a livello ematico Esistono sistemi nel corpo che controllano il valore del pH dei liquidi corporei : sono i sistemi tampone Sistemi tampone del plasma e del liquido interstiziale (H2CO3 /HCO3-) Sistemi tampone dei liquidi intracellulari (Hb, proteine) Respirazione (CO2) veloce in minuti Reni HCO3- lento in giorni (allontanamento acidi fissi Gli apparati dell’organismo umano corrispondono zone distinte, ciascuna caratterizzata da un diverso valore di pH che permette loro lo svolgimento di determinate funzioni: è noto come a livello gastrico sia necessario un pH acido per consentire il processo digestivo. In questo contesto, il pH può giungere anche a valori molto bassi, pari ad 1; gli stessi valori del pH, tuttavia, non sono compatibili con la vita se presenti a livello ematico

Regolazione acido base: Produzione metabolica ed eliminazione di acidi ed alcali Le variazioni di pH nei liquidi organici devono mantenute entro limiti molto ristretti (mammiferi tra 6.8 – 7.8) Liquidi corporei pH Bile cistica 5,6 – 8,0 Citoplasma cellule muscolari scheletriche 6,9 Feci 5,9 – 8,5 Liquido cerebro-spinale 7,35 Saliva 5,8 – 7,1 Sangue arterioso 7,40 Sangue venoso Succo gastrico 0,7 – 3,8 Succo intestinale 7,0 – 8,0 Succo pancreatico 7,5 – 8,8 Urina 4,5 – 8,0 Le variazioni di pH nei liquidi organici devono mantenute entro limiti molto ristretti (mammiferi tra 6.8 – 7.8). La stabilità del pH è insidiata da acidi forti (solforico, cloridrico e fosforico) prodotti nel corso del metabolismo proteico.

ALIMENTAZIONE e METABOLISMO La nostra alimentazione e gli acidi o le basi prodotti dalle relative sostanze nutritive durante il metabolismo hanno un’influenza decisiva sull’equilibrio acido-basico. Anche quando respiriamo o svolgiamo un’attività fisica si accumulano continuamente acidi nelle cellule come prodotti di scarto della produzione di energia. ORGANI di ELIMINAZIONE: reni e polmoni Gli organi più importanti per la regolazione dell’equilibrio acido-base sono i reni e i polmoni. Il rene è l’unico organo capace di un’escrezione netta di acidi e quindi in grado di eliminare effettivamente l’acido dall’organismo. Anche il polmone contribuisce tramite la respirazione alla regolazione dell’equilibrio acido-base. Il pH del sangue può essere ad esempio corretto immediatamente aumentando l’espirazione di anidride carbonica

IDROLISI DEI SALI o idrolisi salina (reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica) NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) Cl- è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl- è una base con forza praticamente nulla in acqua non dà reazioni acido-base

NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è una base debole quindi… NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq) IDROLISI ACIDA

Infatti a cosa serve il bicarbonato di sodio? NaHCO3  Na+(aq) + HCO3- HCO3- è la base coniugata di H2CO3, e quest’ultimo è un acido debole quindi… avremo Bicarbonato di sodio IDROLISI BASICA Infatti a cosa serve il bicarbonato di sodio?

L’eccessiva produzione di acido è causa di ulcerazioni Mucosa gastrica STOMACO L’eccessiva produzione di acido è causa di ulcerazioni pH = 1 equivalente ad una soluzione 0.1 M di HCl H+ Cl-

ANTI-ACIDI PIU’ COMUNI Bicarbonato di sodio (Alka Seltzer) NaHCO3  Na+ + HCO3- HCO3- + H+ H2CO3 Carbonato di calcio (Di-Gel) CaCO3  Ca2+ + CO32- CO32- + 2H+ H2CO3 Idrossido di alluminio (Amphogel) Al(OH)3  Al3+ + 3 OH- 3 OH- + 3 H+ 3 H2O Idrossido di alluminio + idrossido di magnesio (Maalox) Al(OH)3 + Mg(OH)2

L’ acetilsalicilico è un acido debole pKa  3 Effetti collaterali a livello gastrico dell’aspirina (ac. Acetil-salicilico) H+ H pH = 1 Permea in forma neutra H+ H pH = 7.4 pH < 7.4