Le definizioni di acido e di base Un percorso storico

Teoria degli acidi e delle basi Cos’è un acido? Una sostanza corrosiva, chimicamente molto attiva, che colora di rosso la cartina di indicatore universale, ha un sapore aspro Cos’è una base? Una sostanza corrosiva, chimicamente molto attiva, che colora di blu la cartina di indicatore universale, ha un sapore amaro Possono essere considerati in chimica gli opposti Reagiscono neutralizzandosi

Definizioni secondo Arrhenius È un acido Una sostanza che, in acqua, libera ioni H+ È chiamato protone, idronio, idrossonio HCl, H2SO4, H3PO4, H2S, HClO4, HNO3, HNO2 , CH3COOH ecc. HCl  H+ + Cl- H2SO4  2H+ + SO42- H3PO4  3H+ + PO43- È una base Una sostanza che, in acqua, libera ioni OH- È chiamato ossidrile NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3, ecc. NaOH  Na+ + OH- Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH- Al(OH)3  Al3+ + 3OH-

Perché gli acidi e le basi… …si dissociano in modo differente? Cl – O – H 3,0 3,5 2,1 0,5 1,4 Na – O – H 0,9 3,5 2,1 2,6 1,4

Limiti della teoria di Arrhenius Gli equilibri acido-base possono avvenire anche in ambienti non acquosi Ci sono sostanze acide e basiche che non si comportano così Vediamo l’esempio dell’ammoniaca È una base ma non possiede un gruppo OH da liberare NH3 + H2O  NH4+ + OH-

Brönsted - Lowry È un acido È una base NH3 + H2O  NH4+ + OH- Una sostanza che cede ioni H+ È una base Una sostanza che accetta ioni H+ NH3 + H2O  NH4+ + OH- Per Bronsted e Lowry esistono equilibri acido-base dove le specie partecipanti possono essere denominate coppie acido-base coniugate Sono due specie chimiche che differiscono solo per un protone

Coppie coniugate acido-base NH3 + H2O  NH4+ + OH- base 1 acido 2 acido 1 base 2 differiscono per un H+ HCl + H2O  H3O+ + Cl- acido 2 base 1 acido 1 base 2 differiscono per un H+

Forza delle specie coniugate Se un acido o una base è forte la sua specie coniugata sarà una base o un acido molto debole e viceversa NH3 + H2O(l)  NH4+ + OH- NH4+  NH3 + H+

Forza relativa degli acidi HCl + CH3COOH  CH3COOH2 + + Cl- acido 1 base 2 acido 2 base 1 differiscono per un H+

Costante di dissociazione acida HCl  H+ + Cl- HCl + H2O  H3O+ + Cl-

Forza degli acidi e delle basi La Ka e la Kb sono direttamente proporzionali alla forza dell’acido o della base rispettivamente

Neutralizzazione H+ + OH-  H2O Le reazioni tra un acido ed una base si chiamano “neutralizzazioni” Perché si ottengono dei prodotti che non manifestano la stessa elevata reattività dei reagenti (corrosività) Acido + base  sale + acqua HCl + NaOH  Na+ + Cl- + H2O NaCl Ca(OH)2 + 2HNO3  Ca2+ + 2NO3- + 2H2O Ca(NO3)2 nitrato di calcio 2NaOH + H2CO3  2Na+ + CO32- + 2H2O Na2CO3 carbonato di sodio NaOH + H2CO3  Na+ + HCO3- + H2O NaHCO3 bicarbonato di sodio

Lewis La teoria di Lewis si basa sullo scambio di coppie di elettroni Acido: È una specie chimica che acquisisce un doppietto elettronico Base: È una specie chimica che cede un doppietto elettronico

Considerazioni La definizione di Lewis permette di: H F Considerazioni H N : B F H F La definizione di Lewis permette di: Definire reazioni acido-base anche le reazioni di formazioni di complessi (formazione di legami dativi) La specie che dona elettroni si comporta come base La specie che accetta elettroni si comporta come acido In questo tipo di reazioni non deve avvenire per forza lo scambio di protoni

Interpretiamo i “vecchi” acidi e basi NH3 + H2O  NH4+ + OH- H H N : H+ NaOH H H : O- : H : O : : H H+