PREMESSA La presente lezione è rivolta ad una classe seconda di un istituto Tecnico o Professionale ad indirizzo NON CHIMICO La lezione parte.

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1 PREMESSA La presente lezione è rivolta ad una classe seconda di un istituto Tecnico o Professionale ad indirizzo NON CHIMICO La lezione parte dal riconoscimento macroscopico di acidi e basi per passare, poi, ad aspetti interpretativi e teorici, che portano alla definizione del pH e alla costante di ionizzazione dell’acqua Kw. Questa prima parte è molto importante da un punto di vista didattico, perché ne rappresenta un modello di offerta formativa disciplinare. Infatti è sempre opportuno che, prima di esporre teorie, si sottopongono agli studenti fenomeni, esperienze di vita quotidiana a loro più familiari, prove sperimentali. Questo, oltre che far crescere il loro interesse verso la disciplina, rende più comprensibili le interpretazioni e le teorie esposte.

2 RELATORE: IANNACCONE ANGELO PAS 2013 – 2014
ACIDI e BASI (alcali) RELATORE: IANNACCONE ANGELO PAS – 2014

3 PREREQUISITI Conoscenze: Abilità:
Conoscere le principali caratteristiche e proprietà dei legami chimici intramolecolari: ionici, covalenti (incluso il legame Dativo) e legami intermolecolari, in particolare il legame a idrogeno Conoscere la molarità Abilità: Avere dimestichezza con nomi e formule di ioni e molecole Effettuare correttamente calcoli riguardanti moli e molarità

4 OBIETTIVI Conoscenze:
Cogliere i significati di dissociazione e di ionizzazione Comprendere che tante sostanze pure sono acide e basiche Scrivere correttamente il PH ed il prodotto ionico dell’acqua Kw, cogliendone il significato chimico Capire come una variazione del PH di una soluzione possa influenzare tante situazioni di vita quotidiana, di tutela della salute e dell’ambiente

5 OBIETTIVI Abilità : Calcolare il PH delle diverse soluzioni
Determinare le quantità e le concentrazioni molari di acidi. o basi, forti in soluzione Determinare, in semplici situazioni, la concentrazione all’equilibrio di soluzioni di acidi e basi deboli

6 Da dove derivano i loro nomi?
Il nome acido viene dal latino acidum che significa aspro, pungente. Il nome alcali viene dall’arabo al-qalì che sta ad indicare la potassa contenuta nella cenere di legna, le cui soluzioni sono fortemente basiche

7 A quale epoca risale l’idea di acido e di base?
“Chi canta canzoni ad un afflitto è come chi si toglie il vestito in un giorno di freddo e come aceto sulla soda” Bibbia cap. 20 Libro dei Proverbi In altri libri dell’Antico Testamento si parla di latte acido e dell’azione purificatrice di soda e potassa. Ciò dimostra che l’idea di acido, di alcali e di reazione chimica è da tempo patrimonio culturale dell’umanità.

8 Ed oggi? Non occorre avere dimestichezza con la chimica per riconoscere, utilizzando il gusto o le proprietà aggressive di sostanze quali l’aceto, il succo di limone, il liquido delle batterie ed anche le bibite tipo cola, i caratteri tipici delle sostanze acide; mentre ai prodotti di uso domestico quale le soda riconoscere il carattere basico mediante il tatto perché scivolosi e adatti a rimuovere lo sporco.

9 ACIDI E BASI NELLA VITA QUOTIDIANA
Molti dei prodotti (classificabili in chimica come miscugli omogenei e/o eterogenei), normalmente usati in casa, presentano caratteristiche acide o basiche. Ne sono esempi: saponi, detersivi, medicine e alimenti

10 ACIDI e BASI le prime osservazioni.
Sono di sapore aspro; Corrodono facilmente molti metalli; Fanno diventare rosso il tornasole, colorante di origine vegetale estratto da un lichene. BASI Hanno un sapore amarognolo; Sono saponose al tatto; Sono caustiche e corrosive; Fanno diventare blu il tornasole

11 ACIDI Alcuni alimenti quali l’aceto, il limone e lo yogurt
presentano un tipico sapore aspro che viene meglio definito come acido, tale sapore è causato da particolari sostanze contenute in questi prodotti dette acidi: l’acido acetico, nel caso dell’aceto, l’acido citrico, nel caso del succo del limone e l’acido lattico nel caso dello yogurt. Ma alcuni acidi possono essere molto pericolosi, fra questi vi è l’acido cloridrico (commercialmente chiamato acido muriatico, usato per togliere le incrostazioni da calcare) o l’acido solforico usato per sturare i bagni o ancora l’acido fluoridrico usato per togliere le macchie di ruggine dai tessuti.

12 BASI Altre sostanze, invece, presentano un gusto differente. Se, ad esempio, sciogliamo un cucchiaino di bicarbonato di sodio in un bicchiere d’acqua, la soluzione ha un sapore amarognolo. Il bicarbonato di sodio e le sostanze che presentano lo stesso comportamento sono dette basi (o anche alcali). Fra le basi di comune impiego vi sono l’ammoniaca e l’ipoclorito di sodio (candeggina), usati come prodotti per la pulizia delle superfici, e l’idrossido di sodio contenuto nei prodotti per la pulizia delle tubazioni degli scarichi casalinghi.

13 E noi ….. Anche nel nostro organismo sono presenti
sia sostanze acide sia sostanze basiche. Nello stomaco, ad esempio, viene secreto acido cloridrico ( HCl ). Sono, invece, basici i succhi pancreatici; leggermente basico è il sangue.

14 DEFINIZIONI di ACIDO e BASE
Un percorso storico

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

16 Definizioni di Acidi e Basi
Prima di Arrhenius Arrhenius Brönsted- Lowry Lewis

17 J. R. Glauber Boyle Lavoisier
Prima di Arrhenius J. R. Glauber Boyle Lavoisier

18 J. R. Glauber (1604 – 1670) Gli alchimisti conoscevano la capacità degli acidi e delle basi di fare cambiare di colore alcuni coloranti vegetali e queste proprietà insieme alla capacità degli acidi e delle basi di neutralizzarsi a vicenda formando Sali, facevano pensare che essi presentassero proprietà opposte

19 R. Boyle ( ) Spiegava la natura pungente degli acidi con la forma a punta delle particelle e le caratteristiche basiche con la forma tonda delle particelle; la neutralizzazione veniva spiegata col fatto che le particelle a punta degli acidi si conficcavano nelle particelle tonde delle basi (questo era un ingenuo trasferimento delle proprietà macroscopiche a livello microscopico). Fu fra i primi ad occuparsi di indicatori vegetali, egli osservò che lo sciroppo di violette blu virava al rosso in presenza degli acidi e al verde in presenza degli alcali. Egli classificò acidi ed alcali secondo la loro forza, ricorrendo all’infuso di lignum nephiriticum. Altri esperimenti fece con il succo di fiordalisi, di ligustro, di more e con i decotti di fiori di melograno e di rosa. Vide che il litmus (tornasole) estratto da particolari licheni, assumeva colorazione rossa in presenza di acidi e blu in presenza di alcali e ne impregnò la carta per facilitarne l’impiego.

20 A. L. Lavoisier (1743 – 1794) Sostenne che l’ossigeno era il principio generale dell’acidificazione, in quanto i non metalli combinandosi con l’ossigeno acquisivano carattere acido, ma questo approccio, precursore delle moderne teorie, non fu sviluppato, perché H. Davy riportava studi sull’acido muriatico (HCl) a carattere acido non contenente ossigeno.

21 ACIDI e BASI secondo Arrhenius (1887):
Gli Acidi si dissociano in acqua liberando ioni H+ È chiamato protone, ione idronio o idrossonio HCl + H2O  H3O Cl- Es. H2SO4, H3PO4, H2S, HClO4, HNO3, HNO2 , CH3COOH ecc… Le Basi si dissociano in acqua liberando ioni OH- È chiamato ossidrile NaOH  Na+ + OH- Es. NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3, ecc.

22 Esercizio di verifica Scrivi le reazioni di dissociazione acida/basica delle seguenti sostanze H2CO3 (acido carbonico) H2CO3 + 2H2O+  2H3O+ + CO32- Fe(OH)3 (idrossido ferrico) Fe(OH)3  Fe3+ + 3OH- CH3COOH (acido acetico) CH3COOH + H2O  H3O+ + CH3COO- HCOOH (acido formico) HCOOH + H2O  H3O+ + HCOO-

23 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 3,5 2,1 0,9 2,6 1,4

24 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-

25 ACIDI e BASI secondo la teoria di Brönsted - Lowry (1923) :
Acido: specie chimica che dona protoni Base: specie chimica che accetta protoni Per Bronsted e Lowry esistono equilibri acido-base dove le specie partecipanti possono essere denominate coppie acido-base coniugate

26 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 2 base 1 acido 1 differiscono per un H+

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28 Rispetto alla teoria di Arrhenius, nella teoria di Brönsted - Lowry:
Una base è una specie chimica che accetta protoni (lo ione idrossido OH- è solo un esempio di base); Le reazioni acido-base non sono più limitate alle soluzioni acquose; Alcune specie possono agire sia come acidi sia come basi, a seconda della natura dell’altra specie reagente (sostanze anfotere come H2O).

29 Acidi e basi secondo la teoria di LEWIS (1923)
Acido è una specie chimica (molecola o ione) in grado di accettare una coppia di elettroni (H+, BF3, ecc.). Base è una specie chimica (molecola o ione) in grado di fornire una coppia di elettroni (OH-, NH3, ecc.).

30 Considerazioni La definizione di Lewis permette di: H F H N : B F H F
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

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

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34 La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base forte può essere così rappresentata:
La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base debole può essere così rappresentata:

35 La dissociazione dell’acqua
L’acqua ha un comportamento anfotero poiché riesce a comportarsi sia da acido che da base di Brönsted L’equilibrio si chiama autoprotolisi dell’acqua La reazione di ionizzazione dell’acqua che porta alla formazione di ioni idronio, H3O+, e di ioni idrossido, OH- , è una reazione di equilibrio molto spostata verso la forma indissociata H2O H2O + H2O  H3O+ + OH-

36 Equilibrio di autoionizzazione dell’acqua

37 Keq x [ H2O]2 = [ H+] x [ OH-] Keq x (55,5)2 = [ H+] x [ OH-]
Dal valore molto basso della Keq , si deduce che la frazione di molecole di acqua ancora indissociate è praticamente quella iniziale. Considerando che la massa di una mole di acqua è 18 g/mole e che la massa totale di acqua in un litro è 1000 g la concentrazione molare dell’acqua pura sarà: [ H2O ] = g/l : 18 g/mole = 55,5 mol/l Poiché tale valore può essere considerato costante, la relazione di equilibrio diventa: Keq x [ H2O]2 = [ H+] x [ OH-] Sostituendo il valore: Keq x (55,5)2 = [ H+] x [ OH-]

38 Il prodotto Keq x (55,5)2 è una nuova costante, è indicata con Kw ed è chiamata prodotto ionico dell’acqua, il cui valore, a 25 °C e per tutte le soluzioni acquose, è : Kw = 3, 25 · x (55,5)2 = 1 · 10-14

39 Sostituendo nella relazione del prodotto ionico dell’acqua si ha:
H2O + H2O H3O+ + OH- Poiché da una molecola di acqua si ottiene uno ione H+ e uno ione ossidrile (OH-), nell’acqua pura le concentrazioni dei due ioni devono essere uguali, cioè: [ H+] = [OH-] Sostituendo nella relazione del prodotto ionico dell’acqua si ha: Kw = 1· = [ H+ ] x [ OH-] = [ H+ ] x [ H+ ] 1 · = [ H+ ]2 da cui: [ H+] = [ OH-] = 1·10-7 mol/l soluzioni neutre

40 [ H+ ] > [ OH- ] soluzioni acide [ H+ ] > 1 · 10-7
Una soluzione acquosa in cui prevale la concentrazione degli ioni H+, risulta acida [ H+ ] > [ OH- ] soluzioni acide [ H+ ] > 1 · 10-7 Una soluzione in cui prevale la concentrazione degli ioni OH- risulta basica. [ H+ ] < [ OH- ] soluzioni basiche [ H+ ] < 1 · 10-7

41 Soren Sörensen -1909- pH = - log [H+]
Studiando l’azione degli acidi e della concentrazione dello ione idrogeno H+ sulla catalisi enzimatica, dovendo esprimere con numeri semplici il grado di acidità propose l’uso del pH = - log [H+]

42 Si definisce pH il logaritmo negativo (in base 10) della concentrazione di ioni idrogeno di una soluzione pH = - log 10 [ H+] = - log 1010 –x Per cui l’esponente della potenza che esprime la concentrazione degli ioni H+, cambiato di segno, diventa immediatamente il pH.

43 Il grado di acidità e di basicità si misura mediante una scala i cui valori a 25 °C sono compresi tra 1 e 14, chiamata: scala di pH. pH < 7 indica l’acidità pH = 7 indica la neutralità pH > 7 indica la basicità

44 Video 1: http://www. youtube. com/watch
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45 Esercizio Video 1–2–3-4 Calcolare il contenuto in grammi di 475 ml di una soluzione di Ca(OH)2, idrossido di calcio, che presenta un pH=10,7 Strategia: dal valore di pH posso ottenere il pOH e quindi [OH-] pOH = 14 – 10,7 = 3,3  [OH-] = 10-3,3 = 5, (mol/l) n = M . V = 5, ,475 = 2,375x10-4 mol m = n . M.M. = 2,375x = 1, g

46 La conoscenza dei valori del pH di una soluzione è molto importante:
La vita degli animali e dei vegetali è regolata da una determinata concentrazione degli ioni H+, e se essa viene sensibilmente cambiata può scomparire qualunque manifestazione di vita. Il pH è importante anche per la qualità delle acque potabili, dei prodotti alimentari e di uso quotidiano, per un gran numero di lavorazioni industriali (produzione carta, farmaci, tintura, stampa..) e di processi tecnologici (produzione vino, birra, conservazione latte, carne..).

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48 DETERMINAZIONE SPERIMENTALE DEL pH
Il grado di Acidità e di Basicità di una soluzione si può misurare utilizzando gli indicatori acido-base od il piaccametro. Gli INDICATORI sono sostanze organiche aventi la proprietà di assumere diverso colore quando vengono a contatto con un acido o una base.

49 La figura seguente mostra l’utilizzo dell’indicatore universale, una cartina preparata con un miscuglio di indicatori, in grado di assumere tonalità di colore differenti a seconda della concentrazione di ioni H+ o OH-. In base al colore si può risalire al valore del pH

50 Mediante l'indicatore universale vediamo che le varie soluzioni si colorano di determinati colori; questi colori rappresentano il pH della sostanza (acida, basica o neutra)

51 Per misure più accurate del pH si può impiegare uno strumento apposito, detto PIACCAMETRO.
Esso consente di misurare il pH immergendo una sonda costituita da un elettrodo a vetro posto direttamente nella soluzione e leggendo su un’apposita scala il valore del pH.

52 Preparazione di un indicatore naturale: il succo del cavolo rosso
Liquido di colore blu – viola che a contatto con sostanze acide diventa rosso, mentre a contatto con sostanze basiche diventa verde e perfino giallo Si taglia a fettine un cavolo rosso Si pongono le fettine in una pentola e si versa acqua fino a ricoprirle. Si pone la pentola su un fornello (anche elettrico). Si lascia bollire per 30 minuti Si spegne il fornello e si lascia raffreddare Si filtra il liquido blu – viola ottenuto in un recipiente dall’imboccatura larga

53 Preparazione di cartine indicatrici al succo di cavolo rosso
Il succo così ottenuto può essere adoperato direttamente, aggiungendone qualche goccia alla soluzione da analizzare, oppure si possono preparare delle cartine imbevute Si tagliano a rettangoli dei fogli di cartoncino bianco o carta da filtro Si pongono tali cartoncini a bagno nel succo di cavolo rosso in modo che si imbevano bene Dopo circa 30 minuti si tolgono i cartoncini e si pongono ad asciugare (anche con l’aiuto di un phon) Si tagliano i cartoncini in striscette che vengono conservate in una busta chiusa per conservarle più a lungo

54 Le striscette così ottenute possono essere adoperate come le comuni cartine al tornasole
Se, a questo punto, immergiamo queste cartine in più soluzioni a diverso pH noto (una cartina per ciascuna soluzione) possiamo ottenere la scala cromatica delle cartine al cavolo rosso che abbiamo preparato Soluzione acida Soluzione basica

55 VIDEO: preparazione di un indicatore acido-base con il Cavolo Rosso