Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Acidi e Basi Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Definizione di Arrhenius (1887): acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido  H+(aq) + ... Base  OH-(aq) + ...

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

Definizione di Brønsted e Lowry (per acidi e basi in soluzioni acquose) Acido = donatore di protoni Base = accettore di protoni

Carenze della teoria di Brønsted e Lowry : Vi sono alcune sostanze che portano ad una variazione del pH di una soluzione senza accettare o donare protoni. Serve un modello più generale di cui gli altri modelli sono dei casi speciali.

Definizione di Lewis Acido = accettore di una coppia di elettroni Base = donatore di una coppia di elettroni

2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) A 25°C si ha Kw = 10-14

a 25°C soluzione acida soluzione basica soluzione neutra [H3O+] > [OH-] [H3O+] < [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 acida soluzione basica soluzione neutra [H3O+] > 10-7 M [OH-] < 10-7 M [H3O+] < 10-7 M [OH-] > 10-7 M [H3O+] = [OH-] = 10-7 M

a 25°C soluzione acida soluzione basica soluzione neutra pH < pOH 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 pH soluzione acida soluzione basica pH < 7 pOH > 7 pH > 7 pOH < 7 soluzione neutra pH = pOH = 7

Ammoniaca per uso domestico Sostanze di uso quotidiano Pioggia Aceto Sangue pH 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13 Succo d’arancio Latte Ammoniaca per uso domestico

o di dissociazione

Grado di dissociazione È la frazione di acido HA ( o di base) che si dissociqa e si indica con a Per acidi forti a = 1 Per acidi deboli 0< a <1 In generale , dato un acido debole HA, il grado di dissociazione è dato da a = [H+] [ concentrazione dell’acido]

Si calcoli il grado di dissociazione dell’ammoniaca in una soluzione 0 Si calcoli il grado di dissociazione dell’ammoniaca in una soluzione 0.55 M (Kb= 1.85·10-5) Kb= [NH4+] [OH-] = (0.55 a)2 = 1.85·10-5 [NH3] 0.55 (1-a ) a = 5.8·10 -3

In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha: Ka Kb = Kw Per esempio, per NH4+-NH3: