20 CAPITOLO Acidi e basi Indice Acidi e basi

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1 20 CAPITOLO Acidi e basi Indice Acidi e basi
La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi La teoria di Lewis degli acidi e delle basi La ionizzazione dell’acqua Il pH Gli indicatori Determinazione sperimentale del pH La forza degli acidi e delle basi Acidi monoprotici e acidi poliprotici Determinazione della costante di ionizzazione di un acido Composti anfoteri Mappa concettuale: Gli acidi e le basi 1

2 1 Acidi e basi Sono definiti acidi le sostanze che hanno in comune un sapore aspro e pungente. Uso Sostanza Condimento dei cibi, conservante, disincrostante di calcare nelle pentole, nelle vasche ecc. Condimento dei cibi, disincrostante di calcare Rimuove la ruggine dai materiali ferrosi Mite antisettico Elimina le incrostazioni più resistenti di calcare Rimuove la ruggine dai tessuti ACIDI Acido acetico (aceto) CH3COOH Acido citrico (succo di limone e di agrumi) H3C6H5O7 Acido fosforico H3PO4 Acido borico H3BO3 Acido cloridrico (acido muriatico) HCl Acido ossalico H2C2O4 Alcuni dei piÙ comuni acidi e loro applicazioni nella vita quotidiana.

3 1 Acidi e basi Sono classificate basi le sostanze che hanno in comune un sapore amaro e sono scivolose al tatto. Uso Sostanza Pulisce i forni, decompone tutte le sostanze (capelli, grasso, sapone) che ostruiscono gli impianti idraulici Pulizia della casa (sgrassante) Addolcisce l’acqua, rimuove il grasso Mite antiacido, facilita la lievitazione delle torte, elimina impurità e antiparassitari da frutta e verdura BASI Idrossido di sodio NaOH Ammoniaca NH3 Carbonato di sodio Na2CO3 Bicarbonato di sodio NaHCO3 Alcune delle piÙ comuni basi e loro applicazioni nella vita quotidiana.

4 La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi
2 La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi Gli acidi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni H+ (ioni idrogeno). HCl(g) H+(aq) + Cl−(aq) H2O(ℓ) In realtà nelle soluzioni acquose degli acidi non esiste lo ione H+ come particella singola. L’acqua forma un legame dativo con lo ione H+ per dare lo ione idronio (H3O+). H H O – H  + ione idronio  H – O – H Le basi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni OH- (ioni idrossido). NaOH(s) Na+(aq) + OH−(aq) H2O(ℓ)

5 La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi
3 La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi La teoria di Brönsted e Lowry si fonda sull’idea che un acido possa trasferire uno ione H+ ad un’altra molecola o ione che agisce come una base: Acido una molecola o uno ione capace di donare ioni H+ (a una base). Base una molecola o uno ione capace di accettare ioni H+ (da un acido). Cl   H H – O H − H – O + base acido Si trasferisce H+ L’acqua per il fatto che acquista uno ione H+ si comporta da base.

6 La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi
3 La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi Lo ione H3O+ è detto ione idronio.  O  H H – N H − H – N – H + + base acido Si trasferisce H+ L’acqua in questo caso si comporta da acido per il fatto che cede uno ione H+.

7 La teoria di Lewis degli acidi e delle basi
4 CAPITOLO 18. ACIDI E BASI La teoria di Lewis degli acidi e delle basi Secondo Gilbert Lewis si definisce: acido una molecola o uno ione positivo che può accettare una coppia di elettroni; base una molecola o uno ione negativo che può donare una coppia di elettroni. Secondo la definizione data, la reazione tra un acido e una base implica la formazione di un legame covalente perché viene condivisa una coppia di elettroni: A B  A B acido nuovo legame  base

8 La ionizzazione dell’acqua
5 La ionizzazione dell’acqua L’equazione di ionizzazione dell’acqua rappresenta una reazione acido-base: una molecola di acqua cede un protone ad un’altra molecola di acqua per formare uno ione H3O+ (ione idronio) ed uno ione OH− (ione idrossido). H2O(ℓ) + H2O(ℓ) H3O+(aq) + HO−(aq) La costante di questo equilibrio prende il nome di prodotto ionico dell’acqua.

9 La ionizzazione dell’acqua
5 La ionizzazione dell’acqua La costante è rappresentata con il simbolo Kw ed è scritta nella forma: Kw = H+ OH− H+ = 1,0  107 mol/L e OH− = 1,0  107 mol/L Pertanto Kw = 1,0  1014 a 25 °C L’equazione del prodotto ionico si applica a tutte le soluzioni acquose non solo all’acqua pura.

10 La ionizzazione dell’acqua
5 La ionizzazione dell’acqua Per le soluzioni si possono presentare le seguenti situazioni:  neutra H+ = 1,0  107 M  acida H+  1,0  107 M  basica H+  1,0  107 M

11 6 Il pH La concentrazione degli ioni H+ di una soluzione può essere espressa con una grandezza detta pH. Il pH di una soluzione, per definizione, è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione degli ioni idrogeno espressa in mol/L (Molarità). pH = − log H+ Scala di pH. Relazione tra il pH e la concentrazione degli ioni idrogeno [H+] e degli ioni [OH-] in acqua a 25 °C.

12 6 Il pH In base al pH, una soluzione acquosa, a 25 °C, è definita:
 neutra se pH = 7  acida se pH  7  basica se pH  7

13 pOH = − log OH− pKw = − log Kw = 14 pH + pOH = 14
6 Il pH In analogia con il pH si può definire la grandezza pOH. pOH = − log OH− Il valore negativo del logaritmo di Kw a 25 °C viene indicato con pKw. pKw = − log Kw = 14 Pertanto pH + pOH = 14

14 L’indicatore assume il colore verde in acqua distillata.
7 Gli indicatori Gli indicatori sono sostanze che assumono colori differenti se vengono a contatto con una soluzione acida o basica. Blu di bromotimolo in ambiente acido (giallo). Blu di bromotimolo in ambiente basico (blu). L’indicatore assume il colore verde in acqua distillata.

15 Determinazione sperimentale del pH
8 Determinazione sperimentale del pH Per determinare in modo semplice e rapido il pH di una soluzione incolore si usa la carta indicatrice di pH. Carta indicatrice con scala di pH fino a 14. La carta indicatrice di pH è una carta impregnata di una miscela di coloranti opportunamente scelti.

16 Determinazione sperimentale del pH
8 Determinazione sperimentale del pH La misura accurata del pH di una soluzione è fatta con il piaccametro (o pH-metro). Misura del pH di una soluzione basica con pH-metro a stilo opportunamente calibrato. Misura del pH del succo di arancia.

17 Determinazione sperimentale del pH
8 Determinazione sperimentale del pH pH Sostanza 1,4 2,1 3 3,5 3,7 4,2 4,5 5 5,7-7,1 6,5 6,6 7 Acido della batteria Succo gastrico Succo di limone Aceto Vino Succo d’arancia Succo di pomodoro Birra Caffè espresso Saliva Latte Acqua minerale gassata (20 °C) Acqua distillata Ambiente pH di alcune soluzioni Fortemente acido

18 Determinazione sperimentale del pH
8 Determinazione sperimentale del pH pH Sostanza 7 7,3-7,4 7,4-7,8 7,7 7,8 8,4 9 9,2 10 11,6 11,8 13 14 Acqua distillata Urina umana Sangue Acqua minerale naturale (20 °C) Uova Acqua marina Bicarbonato di sodio Soluzione di borace Sapone da bucato Soluzione di carbonato di sodio Ammoniaca per uso domestico Soluzione 0,1 M di KOH Soluzione sturalavabi Ambiente pH di alcune soluzioni Fortemente basico

19 La forza degli acidi e della basi
9 La forza degli acidi e della basi Mediante misure di conducibilità elettrica è possibile distinguere un acido forte da uno debole. La conducibilità elettrica è legata alla concentrazione degli ioni in soluzione. Conducibilità di HCl(aq). L’acido cloridrico, HCl, dà una luce molto intensa perché è completamente ionizzato in soluzione: HCl + H2O  H3O+ + Cl− L’acido cloridrico è un acido forte.

20 La forza degli acidi e della basi
9 La forza degli acidi e della basi L’acido acetico, CH3COOH, dà una luce di debole intensità perché quest’acido è solo parzialmente ionizzato: Conducibilità di CH3COOH(aq). CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+ L’acido acetico è un acido debole.

21 La forza degli acidi e della basi
9 La forza degli acidi e della basi Comportamento analogo si verifica con le basi. L’idrossido di sodio, NaOH, in soluzione acquosa è completamente dissociato: NaOH + H2O  Na+ + OH− L’idrossido di sodio è una base forte. L’ammoniaca, NH3, in soluzione acquosa si ionizza solo parzialmente: NH3 + H2O NH OH− L’ammoniaca è una base debole.

22 La forza degli acidi e della basi
9 La forza degli acidi e della basi La forza di un acido debole (o di una base debole) può essere espressa dal valore della costante di ionizzazione. CH3COO H3O+ Ka = CH3COOH Per un acido debole, come l’acido acetico, si ha: Reazioni di trasferimento del protone Acido debole HONO + H2O ONO− + H3O+ HCOOH + H2O HCOO- + H3O+ C6H5COOH + H2O C6H5COO- + H3O+ CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ H2S + H2O HS- + H3O+ HCN + H2O CN- + H3O+ Acido nitroso Acido formico Acido benzoico Acido acetico Acido solfidrico Acido cianidrico Ka 4,5 x 10-4 1,8 x 10-4 6,5 x 10-5 1,8 x 10-5 1,0 x 10-7 4,9 x 10-10 Costante di acidità di alcuni acidi deboli L’acido più debole è quello che ha il valore più basso di Ka.

23 La forza degli acidi e della basi
9 La forza degli acidi e della basi Per una base debole, come l’ammoniaca, la costante di ionizzazione è data da: NH4+ OH Kb = NH3 Reazioni di trasferimento del protone Base debole CO2−3 + H2O HCO−3 + OH− NH3 + H2O NH+4 + OH− CH3COO− + H2O CH3COOH + OH− C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH− Ione carbonato Ammoniaca Ione acetato Anilina Ka 2,1 x 10-4 1,8 x 10-5 5,7 x 10-10 4,2 x 10-10 Costante di basicità di alcune basi deboli La base più debole è quella che ha il valore di Kb più basso.

24 Acidi monoprotici e acidi poliprotici
10 Acidi monoprotici e acidi poliprotici Un acido è detto monoprotico quando cede uno ione H+ per ogni molecola di acido. In acqua HCl è un acido monoprotico. HCl + H2O  H3O+ + Cl− Sono chiamati acidi poliprotici quelli che, in soluzione acquosa, sono capaci di donare due o più protoni. H2SO H2O  2 H3O+ + SO42− L’acido solforico è un acido diprotico.

25 Determinazione della costante di ionizzazione di un acido
11 Determinazione della costante di ionizzazione di un acido Se la molarità e il pH di un acido debole monoprotico (HA) sono noti, per calcolare la costante di ionizzazione segui questi passaggi: 1. Scrivi l’equazione di ionizzazione 2. Scrivi l’espressione della costante di ionizzazione, Ka 3. Determina le concentrazioni di equilibrio (H3O+, A–, HA) 4. Sostituisci questi valori nell’espressione di Ka

26 12 Composti anfoteri Vengono dette anfotere le sostanze che possono comportarsi come un acido o come una base. Gli idrossidi di alcuni ioni metallici sono anfoteri. Un esempio di composto che presenta questo comportamento è l’idrossido di alluminio, Al(OH)3

27 Mappa concettuale: Gli acidi e le basi
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI Mappa concettuale: Gli acidi e le basi ACIDI E BASI Teorie acidi e basi Forza degli acidi e delle basi ARRHENIUS acidi cedono ioni H+ basi cedono ioni OH− BRÖNSTED E LOWRY acidi donatori di protoni basi accettori di protoni Lewis acidi accettori di una coppia di elettroni - basi donatori di una coppia di elettroni ACIDI E BASI FORTI sono completamente dissociati in ioni ACIDI E BASI DEBOLI sono parzialmente dissociati in ioni Concentrazione degli ioni idrogeno pH = − log[H+] Ka COSTANTE DI ACIDITÀ misura la forza degli acidi deboli Kb COSTANTE DI BASICITÀ misura la forza delle basi deboli Indicatore sostanza che cambia di colore in presenza di una soluzione acida o basica Piaccametro strumento che misura in modo accurato il pH di una soluzione