Sandro Barbone Luigi Altavilla Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi: il pH

Acidi e basi: il pH Acidi e basi Arrhenius Brönsted e Lowry Lewis 2. Ionizzazione dell’acqua 3. Misura del grado di acidità: la scala del pH 4. La forza degli acidi e delle basi 5. Acidi poliprotici 6. Misurazione del pH: gli indicatori 7. Le reazioni di neutralizzazione 8. Il pH nella vita quotidiana

Acidi e basi I sapori aspri del succo di limone e dell’aceto erano ben conosciuti dagli antichi popoli della Mesopotamia e dai Greci. L’acidità del limone è dovuta alla presenza dell’acido citrico. Possiamo facilmente dimostrarla utilizzando il tè come indicatore di acidità: il limone lo schiarisce. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi Robert Boyle, grande chimico irlandese, considerava acide quelle sostanze, dal sapore acre, capaci di corrodere il marmo, di alterare i metalli non nobili e di far cambiare colore a particolari sostanze vegetali, alcune delle quali vengono ancora utilizzate come indicatori chimici del grado di acidità di una soluzione. Spesso i monumenti di marmo delle nostre città presentano segni di corrosione dovuta all’azione delle piogge “acide”. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi secondo Arrhenius È un acido ogni sostanza capace di liberare in soluzione acquosa ioni idrogeno H+ È una base ogni sostanza capace di liberare in soluzione ioni idrossido OH– Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi secondo Brönsted e Lowry Nel 1923, Brönsted e Lowry, indipendentemente l’uno dall’altro, proposero una definizione più generale di acidi e basi, definendo: acido, una sostanza in grado di cedere ioni H+, cioè capace di comportarsi da donatore di protoni; base, una sostanza in grado di acquistare ioni H+, cioè capace di comportarsi da accettore di protoni (ossia di sottrarre uno ione H+ a un acido). Perciò saranno acidi:    HCl,   HNO3,  H2O,   NH4+,  HS-,   Al(H2O)63+  ecc. basi:     H2O,   OH-,  HS-,  NH3,   Cl-,  O2-,  SO42- ecc. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi secondo Brönsted e Lowry Una sostanza può essere basica anche se nella formula non è presente il gruppo OH (gli indicatori dimostrano la basicità della sostanza, cambiando colore). La definizione di acido e base secondo Brönsted e Lowry spiega per esempio perché l’ammoniaca è una base: Nella reazione diretta, l’ammoniaca NH3 si comporta da base catturando uno ione idrogeno e forma lo ione ammonio NH4+ . Nella reazione inversa, lo ione ammonio NH4+ si comporta da acido, cedendo all’acqua lo ione idrogeno e riformando l’ammoniaca NH3 . Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi secondo Brönsted e Lowry Brönsted e Lowry introducono il concetto di acido e base coniugati: l’ammoniaca NH3 (base) e lo ione ammonio NH4+ (acido) sono una classica coppia coniugata acido-base. Si chiama base coniugata B di un acido A quella che deriva da quell’acido e viceversa. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi secondo Brönsted e Lowry Anche un acido, cedendo protoni, forma la sua base coniugata, come nel caso dell’acido cloridrico HCl, che si dissocia formando la sua base coniugata Cl–. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi secondo Brönsted e Lowry In ogni reazione in cui si ha un trasferimento di protoni si possono individuare due coppie coniugate acido-base. Le sostanze come H2O, HS-, HSO4- ecc. che possono comportarsi sia come acidi che come basi, a seconda dell’ambiente in cui si trovano, sono dette anfiprotiche o anfotere. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi e basi secondo Lewis Lewis propose una nuova definizione di acido e di base: una base è una sostanza in grado di donare una coppia di elettroni L’ammoniaca è una base anche per Lewis un acido è una sostanza in grado di accettare una coppia di elettroni Il fluoruro di boro (trifluoruro di boro, BF3) è un acido di Lewis, perché è in grado di accettare una coppia di elettroni ceduta dall’ammoniaca Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Definizioni di acido e di base Riassumiamo le tre principali definizioni di acido e base. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Gli elettroliti Gli acidi liberano in acqua H+ e OH–, particelle dotate di carica elettrica chiamate elettroliti perché rendono la soluzione in grado di condurre l’elettricità. L’acqua (H2O) è una sostanza polare e rappresenta il migliore solvente dei sali e di tutti i composti in cui sono presenti gruppi polari. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Ionizzazione dell’acqua L’acqua pura (acqua distillata, priva di sali disciolti) è un cattivo conduttore di elettricità. La sua debole capacità di condurre la corrente elettrica è dovuta alla presenza, seppure in concentrazione minima, di ioni positivi (H+) e negativi (OH–) in quantità uguali tra loro. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Prodotto ionico dell’acqua L’acqua si dissocia pochissimo e, perciò, l’equazione potrebbe essere riscritta con una grossa freccia verso sinistra e una molto più piccola verso destra: La costante di equilibrio dell’equazione chimica viene detta prodotto ionico dell’acqua (Kw): Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Misura del grado di acidità La [H+] è una misura del grado di acidità (o di basicità) di una soluzione. Nell’acqua pura (che non contiene né acidi né basi): [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L Aggiungendo un acido, la [H+] aumenta, passando da 10–7 mol/L a 10–6, 10–5, 10–4, 10-3 ecc. In parallelo, la [OH–] si riduce proporzionalmente (il loro prodotto deve rimanere sempre uguale a 10–14). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Rapporto di proporzionalità tra H+ e OH– Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Il pH L’acidità viene misurata con il pH. Quando la [H+] è esattamente una potenza di 10, il pH è l’esponente cambiato di segno della [H+]. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Definizione di pH Il pH di una soluzione è il logaritmo in base 10 della [H+], cambiato di segno: Il logaritmo decimale (in base 10) di un numero è l’esponente da assegnare alla base 10 per avere l’argomento del logaritmo. Il logaritmo decimale di 100: Infatti 100 = 102 l’esponente da dare alla potenza di 10 per avere 100 è 2. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

La scala del pH La scala del pH è compresa tra 0 e 14. La soluzione risulta: • neutra se il pH è uguale a 7; • acida se il pH è minore di 7; • basica se il pH è maggiore di 7. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Tabella del pH Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Il pOH Il pOH di una soluzione è il logaritmo in base 10 della [OH-], cambiato di segno: In base al valore del pOH, la soluzione risulta: • neutra se il pOH è uguale a 7; • basica se il pOH è minore di 7; • acida se il pOH è maggiore di 7. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

pH e pOH In ogni soluzione la somma del pH e del pOH è uguale a 14: pH + pOH = 14 Se, per esempio, una soluzione acida ha pH = 2, il suo valore di pOH sarà pari a 12. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

La forza degli acidi Un acido si dice forte se si dissocia completamente liberando ioni H+ nella reazione di ionizzazione: Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

La forza degli acidi Solo 6 sono acidi forti: perclorico (HClO4), iodidrico (HI), bromidrico (HBr), cloridrico (HCl), solforico (H2SO4), nitrico (HNO3). Sono acidi deboli: l’acido fluoridrico (HF), l’acido cianidrico (HCN), l’acido acetico (CH3COOH), l’acido carbonico (H2CO3) ecc. Per valutare la forza di un acido si utilizza la costante Ka di dissociazione acida. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Acidi poliprotici Gli acidi che possiedono più di 1 atomo di idrogeno e possono perciò liberare anche più di 1 protone (ione idrogeno) vengono detti acidi poliprotici. Gli acidi poliprotici sono detti diprotici (H2SO4) se hanno 2 atomi di H e triprotici (H3PO4) se ne hanno 3. L’acido solforico può dissociarsi liberando un protone: Ma anche lo ione idrogeno solfato HSO4- è un acido e può liberare un secondo protone: Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

La forza delle basi Una base forte in acqua si dissocia completamente, liberando ioni OH–. Sono basi forti gli idrossidi dei metalli alcalini (idrossido di sodio, di litio, di potassio). L’ammoniaca NH3 è, invece, una base debole perché quando si scioglie in acqua solo poche delle sue molecole accettano protoni dall’acqua. La forza di una base si valuta dalla sua costante Kb di dissociazione basica. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Misurazione del pH: gli indicatori Gli indicatori di pH sono sostanze, di natura organica, che hanno la proprietà di cambiare colore (viraggio) quando vengono a contatto con un ambiente acido o basico e possono essere utilizzati per valutare il grado di acidità pH di una soluzione, in cui sono disciolti in quantità piccolissime. In laboratorio sono di uso comune indicatori come: il metilarancio, il tornasole, la fenolftaleina, il rosso metile, il blu di bromotimolo. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

La cartina a tornasole Il tornasole è un colorante vegetale, disposto su strisce di carta (cartine al tornasole) oppure in soluzione; a pH neutro è verde, ma “vira”: verso il rosso se immerso in soluzioni acide (a pH inferiore a 4,4); verso il blu se immerso in soluzioni basiche (a pH maggiore di 8). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

Gli indicatori universali Gli indicatori universali sono strisce di carta (o soluzioni) imbevute di una miscela di indicatori, in grado di evidenziare il pH della soluzione in cui vengono immerse, in base a una scala di colori (scala cromatica). Per una misura precisa del pH vengono usate apparecchiature elettroniche chiamate piaccametri (o pHmetri). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile