Teorie acido-base pag. (399) Acidi e Basi Teorie di Arrhenius, Bronsted e Lowry, Lewis Auto-ionizzazione dell’acqua Concentrazione H+ e pH Gli Indicatori Strutture e forza di acidi e basi (X-O-H) Composti anfoteri Acido e base sono termini riferiti a due specie di composti che presentano caratteristiche opposte. Acidi Basi Hanno sapore acido Corrodono i metalli Producono ioni H+ (come H3O+) nell’acqua Producono anche uno ione negativo (-) Reagiscono con le basi per formare sali e acqua Verificare se sono troppe (25!) Hanno sapore amaro, gessoso Sono elettroliti Al tatto sono saponosi e viscidi Producono ioni OH- nell’acqua Reagiscono con gli acidi a dare sali e acqua

Teorie sugli acidi e basi (Pag. 400) ARRHENIUS Teorie sugli acidi e basi (Pag. 400) Acido: sostanza che in soluzione acquosa rilascia H+ HNO3  H+ + NO3- Base: sostanza che in soluzione acquosa rilascia OH- KOH  K+ + OH- Acido: sostanza che in soluzione acquosa rilascia H+ HNO3  H+ + NO3- Base: sostanza che in soluzione acquosa accetta H+ OH- + H+  H2O NH3 + H+  NH4+ BRONSTED-LOWRY Acido: sostanza (elettrofila) che tende ad accettare doppietti elettronici Base: sostanza(nucleofila) tende a cedere doppietti elettronici A + B:  B:A Acido Base Addotto Esempi: :OH- + H+  H2O :NH3 + H+  NH4+ BF3 + :NH3  BF3:NH3 LEWIS

H-Cl H+ + Cl- NaOH Na+ + OH- Vengono definiti acidi secondo Arrhenius quei composti che sono in grado di dissociarsi liberando ioni H+ H-Cl H+ + Cl- Vengono definiti basi secondo Arrhenius quei composti che sono in grado di dissociarsi liberando ioni OH- NaOH Na+ + OH- NH3 NH4+ + OH- Esempio: Perché l’ammoniaca si comporta da base? H2O L’acqua, cede un protone all’ammoniaca, comportandosi da acido. L’ammoniaca, acquista un protone dall’acqua,comportandosi da base

Broensted- Lowry: acidi e basi coniugate un acido è una qualunque specie chimica capace di donare un protone (H+); una base è una qualunque specie chimica capace di accettare un protone (H+). AH cede un protone e diventa A-  ACIDO AH + B ⇄ A- + HB B accetta un protone e diventa BH  BASE Se AH è donatore di H+, A- è accettore Se B è accettore di protoni, BH è donatore Acido (AH)  base coniugata (A-) Base (B)  acido coniugato (BH) Ad esempio: 1) HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl- acido base acido coniugato base coniugata di H2O di HCl 2) NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- base acido acido coniugato base coniugata di NH3 di H2O

Considerazioni sulla teoria di Broensted-Lowry Per Soluzioni acquose Acido = AH, Base = B AH + B ⇄ A- + HB Se la base B è acqua AH + H2O ⇄ A- + H3O+ HCl + H2O ⇄ Cl- + H3O+ Se l’acido AH è acqua H2O + B ⇄ OH- + BH+ H2O + NH3 ⇄ OH- + NH4+ Ne consegue che le reazioni di neutralizzazione sono tutte ricondotte alla reazione A- + BH+ + H3O+ + OH-  2 H2O + A- + BH+ Per Soluzioni non acquose NH4+ ⇄ NH3 + H+ NH3 ⇄NH2- + H+ Ed anche in fase gassosa HCl(g) + NH3(g)  NH4Cl(s)

Acidi e basi di Lewis Acido: accettore di un doppietto di elettroni Base: donatore di un doppietto di elettroni A + :B = A-B (complesso) Acido + Base formano un legame covalente Quando l’ammoniaca reagisce con BF3 utilizza il doppietto dell’azoto per attaccare l’atomo di boro. In questa reazione l’ammoniaca conduce un attacco nucleofilo.

Auto-ionizzazione dell’H2O (pag.404) L’acqua è anfiprotica: può agire da acido e da base e protonare se stessa Autoionizzandosi H2O + H2O H3O+ + OH- = 1.8 • 10-16 (a 25 °C) dato che la kc è molto piccola possiamo assumere costante la [H2O] = 1000/18 = 55.5 moli/litro Kc • [H2O]2 = Kw = [H3O+][OH-] = 10 -14 Prodotto ionico dell’acqua Kc = [H3O+] · [OH-] [H2O]2 2 H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+] · [OH-] = 1·10-14 [H3O+]2 = 1.0 x 10-14 [H3O+] = [OH-] = 1·10-7

Prodotto ionico dell’acqua: Kw Kw = [H+][OH-] = 10 -14 [H+] = [OH-] = 10 -7 quando in una soluzione acquosa [H+] = [OH-]  la soluzione è detta neutra Se aumentiamo la [H+], aggiungendolo dall’esterno, in base alla legge di azione di massa l’equilibrio si sposterà verso sinistra (in direzione dei reagenti). Ma dovendo comunque la KW rimanere costante risulterà al nuovo equilibrio: [H+] > [OH-]. H2O H+ + OH- H+EXTRA esempio Equilibrio iniziale Kw = [H+][OH-] = 10-7 • 10-7 = 10-14 Nuovo equilibrio Kw = [H+][OH-] = 10-5 • 10-9 = 10-14 Si applica, naturalmente, lo stesso principio se si riduce la [H+] o si aumenta o riduce la [OH-] Prodotto ionico dell’acqua: Kw Kw misurata a 25°C è -log [H+] + (-log[OH-]) = -log Kw pH + pOH = pKw = 14

Relazione in soluzione Il pH (pag. 405) Il pH si definisce come logaritmo decimale negativo della concentrazione idrogenionica, espressa in mol/L (molarità), degli H+ o degli H3O+ pH = -log [H+] Analogamente si definisce pOH il logaritmo decimale della concentrazione Ossidrilionica espressa in mol/L (molarità), degli OH- pOH = -log [OH-] [H+] mol/L [OH-] mol/L 1 100 0.00000000000001 10-14 0.1 10-1 0.0000000000001 10-13 0.01 10-2 0.000000000001 10-12 0.001 10-3 0.00000000001 10-11 0.0001 10-4 0.0000000001 10-10 0.00001 10-5 0.000000001 10-9 0.000001 10-6 0.00000001 10-8 0.0000001 10-7 Relazione in soluzione acquosa tra le concentrazioni molari di H+ e OH-

Gli indicatori (pag. 408) Il pH ha un ruolo importante nei processi produttivi. Per misurare il pH di una soluzione si possono utilizzare degli indicatori. Gli indicatori sono sostanze di origine naturale, estratte da pigmenti naturali di piante e fiori, che aggiunti in quantità minime a soluzioni assumono colorazioni diverse in base al pH. Per ogni indicatore esiste un valore di pH per il quale esso cambia colore, tale fenomeno è chiamato viraggio.

Forza di acidi e basi (pag. 410) Gli acidi che in soluzione acquosa si dissociano completamente sono definiti acidi forti. HCl + H2O H3O+ + Cl- Sono definiti acidi deboli, gli acidi che in soluzione acquosa si dissociano in parte. HCN ⇄ H+ + CN- Per tali acidi la reazione di dissociazione non avviene completamente ma ad un certo punto raggiunge l’equilibrio. Tale equilibrio presenta una costante di dissociazione definita costante acida Ka. Per HCN il Ka = Il Ka misura la forza di un acido: H2O CH3COOH HCl Mg Se la Ka di un acido è molto alta, esso è tutto dissociato: Acido forte (Es. HCl)

Acidi deboli Se un acido ha una Ka <<1 esso è poco dissociato: acido debole. (Es acido acetico: Ka = 1.8 x 10-5 M) La maggior parte del reagente è nella forma indissociata : CH3COOH, e solo una piccola frazione è dissociata: CH3COO- e H+

Basi deboli Forza di acidi e basi in Acqua (pag 416) ⇄ L’ammoniaca ha Kb = 1.8 x 10-5 M, quindi in soluzione è quasi tutta nella forma NH3, e solo una piccola frazione è come NH4+ Forza di acidi e basi in Acqua (pag 416) In soluzione acquosa la forza della coppia acido/base viene misurata in rapporto alla forza della coppia H3O+/H2O Un composto AH che è un donatore di protoni più forte di H3O+ può cedere H+ ad H2O, ed è un acido forte Se come donatore di protoni ha una forza < H3O+ ma > H2O è un acido debole Se la sua forza è < H2O è una base ⇄ AH + H2O ⇄ A- + H3O+ acido1 ⇄ acido 2 Acidi in acqua AH + H2O ⇄ AH2+ + OH – Base1 ⇄ base 2 Basi in acqua

Acidi poliprotici (pag 414) Gli acidi possono essere classificati come monoprotici o poliprotici a seconda del numero di idrogeni ionizzabili presenti nella loro molecola. L’acido cloridrico (HCl) è un esempio di acido monoprotico. Per gli acidi poliprotici come l’acido solforico (H2SO4) e l’acido fosforico (H3PO4) si possono avere più dissociazioni, in quanto la dissociazione può avvenire solo per alcuni idrogeni o per tutti idrogeni presenti nella molecola. Ad esempio per H3PO4 avremo tre costanti per le tre dissociazioni: La prima dissociazione corrisponde alla perdita del primo H+, la seconda dissociazione alla perdita del 2° H+ e così via, per ogni dissociazione vi sarà un determinato equilibrio con la corrispondente costante di equilibrio. Come si può notare vi è un andamento decrescente per i valori delle costanti; Le sostanze che in soluzione possono comportarsi sia come acidi che come basi sono dette anfotere (pag 414). Ad esempio il composto Al(OH)3   Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4]    alluminato di sodio Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H20 Cloruro di alluminio

FINE Acidi e basi: calcolo del pH [H+] Per gli acidi forti: pH = -log Ca (Ca) = [H+] Per le basi forti: pOH = -log Cb (Cb) = [OH-] pH = 14 - pOH Per acidi deboli E quindi pH = -log [H+] [H+] Per le basi deboli [OH] =√ Kb · Cb pOH = -log[OH]- pH = 14 - pOH FINE