ACIDI E BASI

LA NATURA DEGLI ACIDI E DELLE BASI Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H+ (OH-). Teoria di Brønsted-Lowry: un acido (base) è un donatore (accettore) di protoni. La base coniugata di un acido è la base che si forma quando l’acido perde un protone. L’acido coniugato di una base è l’acido che si forma quando la base accetta un protone.

Coppia coniugata acido-base Esempio. Nelle seguenti reazioni, qual è l’acido e quale la base? Base NaOH OH- + Na+ Coppia coniugata acido-base Acido Base Base Acido HCl + H2O Cl- + H3O+ Base Acido Base Acido NH3 + H2O OH- + NH4+

Teoria di Lewis: un acido (base) è una qualsiasi sostanza capace di accettare (donare) una coppia di elettroni di non-legame Quando una base di Lewis offre una coppia elettronica ad un acido di Lewis allora si forma un legame covalente coordinato. Esempio: O 2- H O - H Lo ione ossido è una base di Lewis in grado di formare un legame covalente coordinato con il protone (acido di Lewis)

Molti ossidi non-metallici sono ACIDI di LEWIS CO2 + H2O H2CO3 O H C Acido di Lewis Base di Lewis Acido di Brønsted

L'autoionizzazione dell'acqua Acido Base Acido Base H2O + H2O = H3O+ + OH– [H3O+][OH–] K = —————— [H2O]2 K·[H2O]2 = Kw = [H3O+][OH–] prodotto ionico dell'acqua Kw = [H3O+][OH–] = 10–14 a 25 °C:

Scala di pH Si definisce pH il logaritmo negativo della concentrazione molare degli ioni idrogeno pH = –log [H3O+] [H3O]+ = 10-pH • se pH < 7 acida • se pH = 7 neutra • se pH > 7 alcalina (o basica) il pH può essere rispettivamente minore di 0 o maggiore di 14 • se [H3O+] > 1 M, il pH < 0 • se [OH–] > 1 M, il pH > 14

Kw = [H3O+][OH–] = [OH–]2 = [H3O+]2 = 10–14 Esempio. Calcolare il pK, pH e pOH di una soluzione neutra di acqua a 25°C. Kw = [H3O+][OH–] = 10–14 pKw = -log Kw = -log (10-14) = 14 Poiché la soluzione è neutra: [OH–] = [H3O+] Kw = [H3O+][OH–] = [OH–]2 = [H3O+]2 = 10–14 [OH–] = [H3O+] = 10–14 = 10–7 M pOH = pH = 7 pKw = -log Kw = -log ([H3O+][OH-]) = = -log[H3O+] - log[OH-] = = pH + pOH

Il pH di soluzioni di acidi forti, o di basi forti pH, di una soluzione di HA 0,1 M HA + H2O  H3O+ + A– [H3O+] = [HA] pH = –log [H3O+]= –log [HA] per soluzioni di acidi forti monoprotici la concentrazione degli ioni idrogeno è pari alla concentrazione molare dell’acido stesso pOH, di una soluzione di BOH 0,1 M H2O BOH  OH- + B+ per soluzioni di basi forti monoidrossiliche la concentrazione degli ioni idrossile è pari alla concentrazione molare della base stessa [OH-] = [BOH] pOH = –log [OH-]= –log [BOH]

Calcolare il pH e la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione 8,62·10-1 M dell’acido forte HClO4. HClO4 + H2O  H3O+ + ClO4 – 8,62·10-1 mol HClO4= mol H3O+ = mol ClO4 – [H3O+] = [ClO4 – ] = 8,62·10-1M pH = –log [H3O+]= –log (8,62·10-1M) = 0,0645

costante di dissociazione, o costante di ionizzazione, dell'acido La forza degli acidi e delle basi forza acida di un qualsiasi acido HA è data dal valore numerico più o meno elevato della costante di equilibrio della reazione: HA + H2O = H3O+ + A– [H3O+][A–] K = —————— [HA][H2O] Ka costante di dissociazione, o costante di ionizzazione, dell'acido

Acido Ka pKa più elevato è il valore di Ka, più l'acido è forte, più tende a dissociarsi Acido Ka pKa Acido solforoso H2SO3 1,5 x 10-2 1,81 Acido nitroso HNO2 4,3 x 10-4 3,37 Acido acetico CH3COOH 1,8 x 10-5 4,75 Acido carbonico H2CO3 4,3 x 10-7 6,37 Tanto più elevato è il pKa tanto più debole è l’acido

La costante di equilibrio Kb viene definita Analogamente, per una base debole B vale: B + H2O = HB+ + OH– [HB+][OH–] Kb = —————— [B] La costante di equilibrio Kb viene definita costante didissociazione, o costante di ionizzazione, della base Più elevato è il valore di Kb, più la base è forte

Coppie coniugate acido-base Più l’acido è forte più la sua base coniugata è debole; piu la base è forte più il suo acido coniugato è debole. NH3 + H2O NH4+ + OH- Kb = [OH-][NH4+] [NH3] NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ka = [NH3][H3O+] [NH4+] Ka x Kb = Kw pKa + pKb = 14

Il pH di soluzioni di acidi deboli o di basi deboli pH, di una soluzione di HA, acido debole Co = concentrazione molare iniziale HA + H2O H3O+ + A– [A–][H3O+] Ka = ————— [HA] A equilibrio raggiunto, quali sono le concentrazioni, delle specie H3O+, A–, HA ? le possibili fonti di ioni H3O+ sono due: • la dissociazione dell'acido • l'autoionizzazione dell'acqua

l’autoionizzazione dell’acqua trascurabile, quindi tutti gli ioni H3O+ presenti in soluzione provengono dalla dissociazione dell'acido Incognita [H3O+] = [A–] [A–][H3O+] Ka = ————— [HA] [H3O+]2  ———— [HA] Incognita 1.Considerazione. Ka è “piccola” = la reazione di dissociazione dell'acido decorre in misura esigua 2. Approssimazione. delle moli iniziali solo una “piccola” parte subisce ionizzazione, quindi si può approssimare: [HA]  Co [H3O+]2 Ka  —————— [HA] [H3O+]2  ———— C0

il pH di soluzioni di acidi deboli [H3O+]  Ka·Co pH = 1/2 pKa - 1/2 logC0 Purchè: Ka sia piccola (acido piuttosto debole) e Co grande (soluzione sufficientemente concentrata), tale che Ka << Co pOH, di una soluzione di B: B + H2O OH- + BH+ [BH+][OH–] Kb = ————— [B] trascurando gli ioni OH– provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua, [BH+] = [OH–]

pOH, e quindi pH (pH = 14 - pOH), di soluzioni di basi deboli dato l'esiguo valore di Kb, si può approssimare che: [B]equilibrio = Co – [B]dissociata = Co – [BH+]formatosi = Co – [OH–]  Co [BH+][OH–] Kb = ————— [B] [OH–]2 ——— [B] [OH–]2 ——— Co pOH, e quindi pH (pH = 14 - pOH), di soluzioni di basi deboli [OH–]  Kb·Co

CH3COOH + H2O = CH3COO– + H3O+ Esempio. Calcolare il pH in una soluzione 1,00 M di acido acetico sapendo che la sua costante di dissociazione è Ka= 1,85·10–5. CH3COOH + H2O = CH3COO– + H3O+ [CH3COO–][H3O+] Ka = ———————— = 1,85·10–5 [CH3COOH] [H3O+] = [CH3COO–] [CH3COOH]  Co [H3O+]2 Ka  —————— [CH3COOH]  ———— C0 [H3O+]  Ka·Co [H3O+]  1,85·10–5·1,00 = 0,00430 M pH = –log [H3O+]= –log (4,30·10-3 M) = 2,366

[OH–] = Kw / [H3O+] = 1,00 10–14/ 9,12·10-12 = 1,10·10-3 M L’ammoniaca è una base debole con Kb= 1,79·10–5. Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia 11,040. NH3 + H2O = NH4+ + OH- [NH4+][OH-] Kb = —————— = 1,79·10–5 [NH3] [H3O+] = 10–11,040 = 9,12·10–12 M [OH–] = Kw / [H3O+] = 1,00 10–14/ 9,12·10-12 = 1,10·10-3 M [OH–] 2 C0  —————— Kb [OH–]  Kb·Co (1,10·10-3 M) 2 C0  —————— = 6,76 ·10-2 M 1,79·10–5

OSSIDI ACIDI, BASICI E ANFOTERI Un ossido acido è: un ossido che reagisce con acqua dando un acido di Brønsted; un ossido che reagisce con le basi per dare acqua e sale; un composto molecolare; è formato da un non-metallo. Un ossido basico è: un ossido che reagisce con acqua dando una base di Brønsted; un ossido che reagisce con gli acidi per dare acqua e sale; un composto ionico; è formato da un metallo.