Le reazioni tra acidi e basi CAPITOLO Le reazioni tra acidi e basi 21 Indice Idrolisi dei sali Soluzioni tampone Reazioni di neutralizzazione Indicatori acido-base Titolazione acido-base La normalità (N) Mappa concettuale: Le reazioni tra acidi e basi 1

1 Idrolisi dei sali La reazione che si verifica tra gli ioni in soluzione e le molecole di acqua prende il nome di idrolisi. Le soluzioni dei sali nell’acqua danno reazione acida, basica o neutra come evidenzia la colorazione assunta da poche gocce di indicatore universale. ACIDA NEUTRA BASICA NH4Cl NaCl CH3COONa Questo comportamento è dovuto al fatto che uno degli ioni che deriva dal sale può scambiare un protone con l’acqua secondo la teoria di Brönsted e Lowry.

Na+ + H2O  nessuna reazione 1 Idrolisi dei sali Sali che danno soluzioni neutre (assenza di idrolisi): il pH della soluzione è 7 Na+ + H2O  nessuna reazione Cl− + H2O  nessuna reazione Tutti gli ioni che derivano da un acido forte o da una base forte non reagiscono con H2O per cui il pH della soluzione è 7.

Cl− + H2O  nessuna reazione 1 Idrolisi dei sali Il cloruro di ammonio, NH4Cl, dà soluzione acida: il pH della soluzione scende sotto 7 perché si forma H3O+ Cl− + H2O  nessuna reazione NH4+ + H2O NH3 + H3O+ L’aceto di sodio, CH3COONa, dà un pH basico: il pH della soluzione sale sopra 7 perché si forma OH− Na+ + H2O  nessuna reazione CH3COO− + H2O CH3COOH + OH−

2 Soluzioni tampone Una soluzione che limita le variazioni di pH in un campo molto ristretto, quando ad essa si aggiungono quantità limitate di acidi o di basi, è detta soluzione tampone. Poche gocce di HCl (A) e di NaOH (B) in acqua distillata determinano forti variazioni di pH e l’indicatore blu di bromotimolo assume due colorazioni differenti. A B A’ B’ Nelle soluzioni tamponate il pH non subisce variazioni, per cui il colore dell’indicatore non varia.

Acido [H+] = Ka Sale Base [OH−] = Kb Sale 2 Soluzioni tampone Il calcolo di H+ di un tampone acido è dato dalla relazione: Acido [H+] = Ka Sale dove Ka è la costante di acidità. Il calcolo di OH− in un tampone basico è dato dalla relazione: Base [OH−] = Kb Sale dove Kb è la costante di basicità.

Reazioni di neutralizzazione 3 Reazioni di neutralizzazione Le proprietà di un acido vengono annullate da una sostanza di natura opposta, una base. a. Le reazioni di acidi con idrossidi acido + idrossido  sale + acqua Un acido può essere neutralizzato da un idrossido per dare un sale e acqua. L’equazione ionica netta si presenta nella forma: H+(aq) + OH−(aq)  H2O(ℓ)

Reazioni di neutralizzazione 3 Reazioni di neutralizzazione RAPPRESENTAZIONE DI UNA REAZIONE DI NEUTRALLIZZAZIONE. La base NaOH e l’acido HCl in soluzione sono presenti come ioni. Quando le soluzioni vengono mescolate, gli ioni Na+ e Cl− non subiscono variazione, mentre gli ioni H+ e OH− reagiscono per formare altra acqua.

Reazioni di neutralizzazione 3 Reazioni di neutralizzazione b. Le reazioni di acidi con ossidi metallici insolubili acido + ossido metallico  sale + acqua Un acido neutralizzato da un ossido metallico insolubile dà un sale più acqua. c. La reazione di un antiacido con un acido acido + carbonato  sale + acqua + diossido di carbonio Oltre alla formazione di un sale e acqua, si ha anche sviluppo di diossido di carbonio.

Indicatori acido-base 4 Indicatori acido-base Un indicatore acido-base è una sostanza organica che varia di colore a seconda del pH della soluzione a cui viene aggiunta. La variazione di colore (viraggio dell’indicatore) si verifica in un intervallo (campo di viraggio) di 2 unità di pH. pH e variazione di colore per alcuni comuni indicatori. Ciascun indicatore ha un campo di viraggio di circa due unità di viraggio.

Titolazione acido-base 5 Titolazione acido-base La titolazione acido-base consente di conoscere la concentrazione di una sostanza acida o basica in soluzione mediante aggiunta di un reattivo di natura opposta di concentrazione nota. La titolazione acido-base è una reazione di neutralizzazione. La condizione in cui un acido ha reagito completamente con una base è detta punto di equivalenza. L’indicatore svolge l’importante funzione di segnalare quando il punto di equivalenza è stato raggiunto. Soluzione di HCl in presenza di BBT. Soluzione con una goccia in eccesso di NaOH. Al punto di equivalenza i reagenti si sono combinati nei rapporti stechiometrici dati dall’equazione chimica. Pertanto le moli di ioni H+ fornite dall’acido sono uguali alle moli di ioni OH- fornite dalla base.

6 La normalità (N) Un metodo di calcolo stechiometrico alternativo alla mole (mol) e alla molarità (M) utilizza l’equivalente (eq) come unità chimica fondamentale e la normalità (N) come concentrazione delle soluzioni. La relazione tra la normalità (N) e la molarità (M) è la seguente: N = M  n dove n è il numero di ioni H+ ceduti dalla molecola di un acido o il numero di ioni OH ceduti dalla molecola di un idrossido.

equivalenti di soluto N = litri di soluzione eq (soluto) = 6 La normalità (N) La normalità è un multiplo della molarità. La normalità (N) di una soluzione è definita dal numero di equivalenti disciolti in 1 litro di soluzione. equivalenti di soluto N = litri di soluzione eq (soluto) = VL(soluzione) Gli equivalenti di un soluto sono dati dal rapporto tra la massa in grammi e la sua massa equivalente (Meq)

Mappa concettuale: Le reazioni tra acidi e basi Soluzione tampone Una soluzione che resiste a variazioni nel pH quando piccole quantità di acido o di base sono aggiunte Idrolisi I sali disciolti in acqua possono dare soluzioni neutre, o acide oppure basiche neutralizzazione Reazioni tra un acido e una base. La reazione è esotermica. LE REAZIONI ACIDO-BASE Titolazione acido-base Consente di conoscere la concentrazione di una sostanza acida o basica in soluzione mediante aggiunta di un reattivo di natura opposta di concentrazione nota. Al punto di equivalenza il pH varia rapidamente. Indicatore Una sostanza che segnala il punto di equivalenza di una titolazione cambiando colore