Questo materiale è inteso UNICAMENTE per lo studio PERSONALE dello studente del Corso di Laurea di Medicina e Chirurgia. Ogni altro uso (commercializzazione, cessione ad altri, etc.) È IMPROPRIO

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA ACIDI e BASI

valida anche in sistemi non acquosi ACIDI Sostanze che poste in acqua, fanno aumentare la concentrazione [H3O+] (e fanno diminuire la concentrazione [OH-]!!) BASI Sostanze che poste in acqua, fanno aumentare la concentrazione [OH-] (e fanno diminuire la concentrazione [H3O+]!!) Storicamente si è avuta un’evoluzione del concetto di acido e di base, che ha portato alla formulazione di 3 diverse teorie: Teoria di Arrhenius Teoria di Brönsted e Lowry Teoria di Lewis Soluzioni acquose valida anche in sistemi non acquosi

ACIDI E BASI secondo la teoria di Arrhenius Acido: sostanza che, dissociandosi in acqua, libera ioni H+ (H3O+) HCl + H2O  H3O+ + Cl- Base: sostanza che, dissociandosi in acqua, libera ioni OH- NaOH  Na+ + OH- Secondo questa teoria, acidi e basi aumentano rispettivamente le concentrazioni [H3O+] e [OH-] perché nelle loro molecole contengono già ioni H+ e OH- dissociabili che, liberandosi, vanno ad alterare l’equilibrio dell’acqua regolato da Kw

ACIDI E BASI secondo la teoria di Brönsted e Lowry Acido: sostanza che, messa in acqua, è in grado di donare ioni H+: DONATORE di PROTONI Base: sostanza che, messa in acqua, è in grado di accettare ioni H+: ACCETTORE di PROTONI NH3 + H2O NH4+ + OH- Secondo questa teoria, una reazione acido-base consiste nel trasferimento di un protone H+ da un acido (=donatore di H+) a una base (=accettore di H+). Dal punto di vista strutturale, una BASE dovrà possedere almeno una coppia di elettroni di non legame per legare (=accettare) lo ione H+ mediante un legame dativo.

L’acqua può comportarsi sia da acido che da base Una sostanza può manifestare le sue proprietà acide solo in presenza di una base che accetti un protone e viceversa. Quando un acido si dissocia dà origine alla sua base coniugata. Quando una base si dissocia dà origine al suo acido coniugato. Queste coppie si chiamano coppie acido-base coniugate. COME SI RICONOSCONO? In una coppia coniugata l’acido e la base differiscono per la presenza di un protone H+ HCl + H2O H3O+ + Cl- a b NH3 + H2O OH- + NH4+ b a L’acqua può comportarsi sia da acido che da base

In una coppia coniugata l’acido e la base differiscono per la presenza di un protone H+

FORZA di UN ACIDO: capacità di liberare ioni H+. FORZA di UNA BASE: capacità di acquistare ioni H+ (o di liberare ioni OH-). ACIDI e BASI FORTI Sono COMPLETAMENTE DISSOCIATI in soluzione: NaOH → Na+ + OH- HCl + H2O → H3O+ + Cl- Acidi forti sono HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4. Sono basi forti gli idrossidi dei metalli del I e del II gruppo del sistema periodico: NaOH, Ca(OH)2, ecc.

EQUILIBRIO DI DISSOCIAZIONE DI UN ACIDO DEBOLE Un acido debole è un acido NON COMPLETAMENTE DISSOCIATO in soluzione (a < 1). Esempio: acido acetico, CH3COOH CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ Essendo l’acido debole, posso considerare [H2O] costante (55,4 M a 25 °C) e inglobarla nella costante di equilibrio: Kc [H2O] = Ka:

La costante Ka, COSTANTE DI DISSOCIAZIONE DI UN ACIDO, è una misura della forza dell’acido: minore è il valore di Ka minore è la forza acida. = 1,85 · 10-5 a 25 °C acido debole

EQUILIBRIO DI DISSOCIAZIONE DI UNA BASE DEBOLE NH3 + H2O OH– + NH4+ Inglobando [H2O] nella costante di equilibrio: Kc [H2O] = Kb: base debole = 1,85 · 10-5 a 25 °C La costante Kb, COSTANTE DI DISSOCIAZIONE DI UNA BASE, è una misura della forza della base: minore è il valore di Kb minore è la forza della base.

E la base? LE COPPIE ACIDO-BASE Esempio. CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ base coniugata = 1,85 · 10-5 a 25 °C acido debole E la base? CH3COO– + H2O CH3COOH + OH – CH3COO- è una base poiché in acqua agisce da accettore di protoni, riformando CH3COOH e liberando ioni OH- Questa reazione è anche chiamata IDROLISI BASICA.

Ka  Kb = Kw CH3COO– + H2O CH3COOH + OH – Come si calcola il valore di Kb? Il valore di Kb è strettamente correlato a quello di Ka Ka  Kb = Kw Le costanti Ka e Kb della coppia sono strettamente correlate tra di loro

E l’acido? Esempio. NH3 + H2O OH– + NH4+ base acido coniugato NH4+ + H2O NH3 + H3O+ NH4+ è un acido poiché in acqua libera ioni H3O+ Questa reazione è anche chiamata IDROLISI ACIDA.

Ka  Kb = Kw NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Come si calcola il valore di Ka? Il valore di Ka è strettamente correlato a quello di Kb Ka  Kb = Kw Le costanti Ka e Kb della coppia sono strettamente correlate tra di loro

VALUTAZIONE della FORZA delle COPPIE in modo relativo!!

EQUILIBRIO DI DISSOCIAZIONE DI ACIDI POLIPROTICI Gli acidi poliprotici sono molecole che contengono più di un atomo di idrogeno ionizzabile. La reazione di dissociazione di un acido poliprotico avviene sempre per stadi successivi definiti da relativa costante di dissociazione:Ka1, Ka2, Ka3…., dove Ka1 > Ka2 > Ka3 >… acido solforico H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 - Ka1 = 10 HSO4- + H2O H3O+ + SO42- Ka2 = 1.26  10-2 La prima dissociazione è completa e ciò permette di classificare H2SO4 come acido forte.

Ka1 >> Ka2

acido carbonico H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3- HCO3- + H2O H3O+ + CO32-

acido ortofosforico H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- H2PO4- + H2O H3O+ + HPO42- HPO4 2- + H2O H3O+ + PO4 3-

N.B. costanti di dissociazione acida Ka in ACQUA a 25°C HA + H2O H3O+ + A- Tirosina, un amminoacido pKa ~ 10

TEORIA ACIDO-BASE di LEWIS: ACIDI secondo Lewis Acido: una sostanza in grado di accettare coppie di elettroni (=deve possedere un orbitale vuoto a bassa energia). B F Al Cl H+ Ioni positivi in genere, in particolare quelli dei metalli di transizione

TEORIA ACIDO-BASE di LEWIS: BASI secondo Lewis Base: una sostanza in grado di donare coppie di elettroni (= presenza di coppie di elettroni di non legame. N H R O Una reazione acido-base secondo Lewis consiste nella formazione di un legame dativo