Acidi e Basi. Acido è una parola che deriva dal latino “acetum” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un sapore “acidulo”.

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1 Acidi e Basi

2 Acido è una parola che deriva dal latino “acetum” (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un sapore “acidulo”. Basi o alcali (dall’arabo al kali = la cenere delle piante) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi.

3 acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido  H + (aq) +... Base  OH - (aq) +... Neutralizzazione acido-base: H + (aq) + OH - (aq)  H 2 O(l) Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 Premio Nobel per la Chimica 1903 Definizione di Arrhenius (1887)

4 Secondo la teoria di Arrhenius: Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche HCl H + + Cl - H2OH2O NaOH Na + + OH - H2OH2O

5 Insufficienza della definizione di Arrhenius: Molte basi, come per esempio l’ammoniaca, NH 3, non possono formare OH - (aq) per dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere quindi di tipo diverso.

6 Acido = donatore di protoni Base = accettore di protoni Definizione di Brønsted e Lowry (1923) (per acidi e basi in soluzione acquosa) Johannes Nicolaus Brønsted 1879-1947 Thomas Martin Lowry 1874-1936

7 Esempi di reazione acido-base secondo Brönsted-Lowry HCl (gas) + H 2 O H 3 O + + Cl - H 3 O + + Cl - + NH 3 NH 4 + + Cl - + H 2 O H2OH2O HCl (gas) + NH 3(gas) NH 4 Cl - (sol) in assenza di solvente

8 Considerazioni sulla teoria acido-base di Brönsted-Lowry: un acido generico (HA) è in grado di rilasciare H+ in presenza di una base (B:) in grado di accettarlo Si parla quindi di coppia coniugata acido-base, dove A- è la base coniugata di AH e BH + è l’acido coniugato di B: HA + B: A - + BH +

9 Esempi:  Nelle seguenti reazioni, qual è l’acido e quale la base?  E l‘acqua come si comporta? Base Acido Base Acido Base Acido HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + NaOH OH - + Na + NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + Coppia coniugata acido-base

10 HNO 2 (aq) + H 2 O(l) ⇄ NO 2 - (aq) + H 3 O + (aq) acido 1 base 1 coniug acido 2 coniug base 2 acido nitroso ione nitrito ione idrossonio “coppie acido-base coniugati”

11 NH 3 (aq) + H 2 O(l) ⇄ NH 4 + (aq) + OH - (aq) base 1 acido 1 coniug base 2 coniug acido 2 ammoniaca ione ammonio ione ossidrile

12 Un acido è: una sostanza in grado di cedere ioni H +una sostanza in grado di cedere ioni H + un donatore di protoniun donatore di protoni una sostanza cui può essere strappato uno ione H +una sostanza cui può essere strappato uno ione H + Una base è: una sostanza in grado di acquistare ioni H +una sostanza in grado di acquistare ioni H + un accettore di protoniun accettore di protoni una sostanza che può strappare uno ione H + ad un acidouna sostanza che può strappare uno ione H + ad un acido

13 L'implicazione più importante della teoria di Bronsted e Lowry è che una reazione acido-base consiste nel trasferimento di un protone da un acido ad una base. La teoria introduce inoltre due concetti estremamente importanti: a.quello di forza RELATIVA di acidi e basi. b. quello di COPPIE ACIDO-BASE coniugate.

14 Per riassumere in un'unica sintesi questi concetti, si ponga attenzione alla seguente reazione e alle definizioni date delle singole specie: NH 3 +H2OH2O = NH 4 + +OH- base + debole base coniugata dell'acido ione ammonio acido + debole acido coniugato della base ione ossidrile acido + forte acido coniugato della base ammoniaca base + forte base coniugata dell'acido acqua IMP! L'equilibrio della reazione è sempre spostato dalla parte delle specie più deboli.

15 La forza relativa di un acido (o di una base) può essere considerata in funzione della loro tendenza a perdere (accettare) un protone. Gli acidi più forti sono quelli che perdono più facilmente i loro protoni. Analogamente le basi più forti sono quelle che accettano un protone più facilmente. ACIDO FORTE Un ACIDO FORTE è una sostanza che in acqua è completamente ionizzato, o meglio, è completamente DISSOCIATO: La reazione è spostata completamente verso destra, per cui l’acido cloridrico è un acido forte. Se si considera la reazione inversa, questa avviene in piccolissima parte (praticamente non avviene). In essa lo ione Cl - agisce come base accettando un protone dall’acido H 3 O +, ma è una base estremamente debole. Forza relativa di acidi e basi HCl(aq) + H 2 O(l)  H 3 O + (aq) + Cl - (aq)acidobaseacidobase

16 Questa reazione si può considerare anche in funzione della forza relativa tra HCl e H 3 O +. HCl perde il protone più facilmente di H 3 O + ed è quindi un acido più forte e la reazione è spostata verso destra. HCl(aq) + H 2 O(l)  H 3 O + (aq) + Cl - (aq)acidobaseacidobase più forte più debole ACIDO DEBOLE Un ACIDO DEBOLE è una sostanza che in acqua non è completamente ionizzato, cioè è parzialmente DISSOCIATO.

17 Si può quindi scrivere la seguente tabella In realtà nella tabella HNO 3,H 2 SO 4,HCl, HBr, HI e HClO 4 sono tutti acidi forti (=completamente dissociati in acqua) ed è quindi evidente che per stabilire la forza relativa di questi acidi occorre procedere diversamente da quanto fatto in precedenza.

18 Abbiamo finora valutato la forza degli acidi in maniera empirica. Possiamo però in alcuni casi correlare la forza relativa di una serie di acidi alla loro struttura molecolare. La forza di un acido dipende dalla facilità con cui il protone H + è rimosso da legame X–H nella specie acida. I fattori che determinano le forze relative degli acidi sono principalmente due: - La polarità del legame X–H: X  H Più il legame è polarizzato (con la carica positiva sull’idrogeno) maggiore è la polarità del legame. - La forza del legame X–H con cui il protone è legato ad X che a sua volta dipende dalle dimensioni dell’atomo X: più grande è l’atomo, più debole è il legame e quindi maggiore è l’acidità. Forza degli acidi e struttura molecolare  + --

19 Consideriamo una serie di acidi binari HX formati dagli elementi del gruppo VII A, il cui ordine di acidità è HF<HCl<HBr<HI L’elettronegatività degli elementi X diminuisce lungo il gruppo e quindi la polarità di H-X aumenta. Nonostante questo le dimensioni di X aumentano ed è questo secondo fattore a prevalere. Questo vale anche per gli idracidi formati dagli elementi del VI e V gruppo. Andando invece da sinistra a destra lungo un periodo l’elettronegatività aumenta mentre le dimensioni diminuiscono, benchè di poco. In questo caso è il fattore polarità a prevalere e l’acidità degli idracidi H n X aumenta da sinistra a destra lungo un periodo: NH 3 (base)<H 2 O<HF

20 Gli equilibri acido-base: Ka, Kb HA + H 2 O H 3 O + + A - Ka = [ H 3 O + ] [A - ] [ HA ] Se applichiamo la legge di azione delle masse ad un acido: La costante di dissociazione di un acido (Ka) (cioè la costante di equilibrio dell’acido) esprime la tendenza dell’acido a dissociare e quindi anche la sua forza (ricordare che un acido è forte se si dissocia molto, è debole se si dissocia poco)

21 base Analogamente se applichiamo la legge di azione delle masse ad una base avremo la costante di dissociazione della base Kb A - + H 2 O OH - + HA Kb = [ OH - ] [ HA ] [ A - ] La costante di dissociazione di una base (Kb) (sarebbe la costante di equilibrio della base) esprime la tendenza della base a dissociare e quindi anche la sua forza (ricordare che una base è forte se si dissocia molto, è debole se si dissocia poco)

22 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua

23 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua

24 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua

25 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotonazione dell’acqua + -

26 che a 25°C vale ca. 1.8 x 10 -16 mol/litro L'acqua è debolmente dissociata secondo l'equilibrio: In accordo con la legge di azione di massa, la costante di equilibrio di questa reazione è: H 2 O H + + OH -

27 Tale valore indica che il no. di molecole di acqua dissociate è estremamente piccolo in confronto al no. di molecole di acqua indissociate: solo 2 molecole di acqua su circa 1 miliardo sono presenti in forma dissociata. Kw, A causa di questa debole dissociazione, la concentrazione molare dell'acqua può essere considerata costante; pertanto il suo valore può essere "inglobato" nella costante di equilibrio, in modo da definire una nuova costante, detta Kw, che vale: K w = K eq [H 2 O] = [H + ] [OH - ] = =1.8 x 10 -16 x 55.56 = 1 x 10 -14 concentrazione molare (M) dell’H 2 O

28 2 H 2 O(l) ⇄ H 3 O + (aq) + OH - (aq) A 25°C si ha K w = 10 -14 Soluzione neutra: [H 3 O + ] = [OH - ] Soluzione acida: [H 3 O + ] > [OH - ] Soluzione basica: [H 3 O + ] < [OH - ] K w = [H 3 O + ] [OH - ] Prodotto ionico dell’acqua

29 a 25°C 10 0 10 -2 10 -4 10 -6 10 -1 10 -3 10 -5 10 -7 10 -8 10 -10 10 -12 10 -14 10 -9 10 -11 10 -13 [H 3 O + ] soluzione acida pH < 7 pOH > 7 soluzione basica pH > 7 pOH < 7 soluzioneneutra pH = pOH = 7 pH = -log 10 [H 3 O + ]pOH = -log 10 [OH - ]

30 Il pH e la sua scala pH = -log [H 3 O + ] pOH = -log [OH - ] pH + pOH = pK w = 14 che deriva dalla formula: [H 3 O + ]x[OH - ]= 10 -14 pH basicità crescente 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 pOH acidità crescente Soluzioni basiche Soluzioni acide

31 Si calcoli il pH di una soluzione di 0.1 M di HCl HCl è un acido forte con K a > 1 quindi in H 2 O si dissocia completamente: [H 3 O + ] derivante dall’acido = [HCl] = 0.1 M pH = -log 0.1 = 10 = 1 Il pH risultante è acido Il calcolo del pH (acidi forti)

32 NaOH è una Base forte con quindi in H 2 O si dissocia completamente: [OH-] derivante dalla base = [NaOH]= 0.1 M pOH = -log 0.1 = 10 = 1 Quindi poiché pH + pOH = 14 Il pH = 14 – 1 =13 Il pH risultante è basico Il calcolo del pH (basi forti) Si calcoli il pH di una soluzione di 0.1 M di NaOH

33 Il pH (di una soluzione) è il log dell’inverso della concentrazione idrogenionica [H3O + ] x [ OH-] = 10 -14 pH + pOH = 14 1. Calcolare il pH di una soluzione di HCl 0.01 M 2. Calcolare il pH di una soluzione di HCl 0.0001 M 3. Calcolare il pH di una soluzione di NaOH 0.01 M 4. Calcolare il pH di una soluzione di NaOH 0.001 M 5. Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di HCl a pH=3 6. Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di HCl a pH=5 7. Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di NaOH a pH=9 8. Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di NaOH a pH=7 9. Calcolare il pH di una soluzione di HCl 10 -8 Esercizi

34 ACIDI POLIPROTICI: ACIDI POLIPROTICI: rilasciano più di un idrogenione, secondo un diverso equilibrio e una diversa costante: H 2 A + H 2 O  HA- + H 3 O+ HA- + H 2 O  A- - + H 3 O+ ciascuna di queste due reazioni avrà una sua costante: Ka 1 e Ka 2. ELETTROLITI ANFOTERI: ELETTROLITI ANFOTERI: composti che, in funzione del pH della soluzione, possono comportarsi sia da acidi che da basi (es: H 2 O e ione bicarbonato HCO 3 - ) Perché lo ione bicarbonato HCO 3 - è un elettrolita anfotero? E sciolto in H 2 O lo ione HCO 3 - come si comporterà?

35 Il pH dei liquidi corporei La vita e’ compatibile con valori ristretti del pH ematico (7.0 – 7.6) I processi metabolici generano quantità di acidi e di basi. Gli apparati dell’organismo umano corrispondono a zone distinte, ciascuna caratterizzata da un diverso valore di pH che permette loro lo svolgimento di determinate funzioni: è noto come a livello gastrico sia necessario un pH acido per consentire il processo digestivo. In questo contesto, il pH può giungere anche a valori molto bassi, pari ad 1; gli stessi valori del pH, tuttavia, non sono compatibili con la vita se presenti a livello ematico. Esistono sistemi nel corpo che controllano il valore del pH dei liquidi corporei –Sistemi tampone del plasma e del liquido interstiziale (H 2 CO 3 /HCO 3 - ) –Sistemi dei liquidi intracellulari (Hb, proteine) –Respirazione (CO 2 ) che normalizza il pH in minuti –Reni (allontanamento acidi fissi e recupero di basi come NaHCO 3 ) che normalizzano il pH in giorni.

36 Regolazione acido base: Produzione metabolica ed eliminazione di acidi ed alcali Liquidi corporeipH Bile cistica5,6 – 8,0 Citoplasma cellule muscolari scheletriche 6,9 Feci5,9 – 8,5 Liquido cerebro- spinale 7,35 Saliva5,8 – 7,1 Sangue arterioso7,40 Sangue venoso7,35 Succo gastrico0,7 – 3,8 Succo intestinale7,0 – 8,0 Succo pancreatico7,5 – 8,8 Urina4,5 – 8,0 Le variazioni di pH nei liquidi organici devono essere mantenute entro limiti molto ristretti nei mammiferi il pH è mantenuto entro valori compresi nell’intervallo 6.8 – 7.8

37 NaCl(s)  Na + (aq) + Cl - (aq) Cl - è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl - è una base con forza praticamente nulla IDROLISI DEI SALI o IDROLISI SALINA (reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica: gli ioni possono reagire con l’acqua e influenzare il pH della soluzione) in acqua non dà reazioni acido-base Na + è uno ione metallico, cioè privo di caratteristiche sia acide che basiche IDROLISI NEUTRA

38 NH 4 Cl(s)  NH 4 + (aq) + Cl - (aq) NH 4 + è l’acido coniugato di NH 3, e quest’ultimo è una base debole quindi… NH 4 + (aq) + H 2 O(l) ⇄ NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) IDROLISI ACIDA NH 3 (aq) + H 2 O(l) ⇄ NH 4 + (aq) + OH - (aq) In acqua come si comporterà?

39 NaHCO 3  Na + (aq) + HCO 3 - HCO 3 - è la base coniugata di H 2 CO 3, e quest’ultimo è un acido debole quindi… avremo Bicarbonato di sodio IDROLISI BASICA Infatti a cosa serve il bicarbonato di sodio?

40 CH 3 COO(NH 4 ) +  CH 3 COO - +NH 4 + IDROLISI NEUTRA perché l’acido coniugato NH 4 + e la base coniugata CH 3 COO - hanno uguale forza NH 4 + ha una Ka=5,6x10 -10 ; è l’acido coniugato di NH 3, che è una base debole quindi… CH 3 COO - ha una Kb=5,6x10 -10 ; è la base coniugata di CH 3 COOH, che è un acido debole quindi…

41 Bicarbonato di sodio (presente nella Citrosodina) NaHCO 3  Na + + HCO 3 - Usato come antiacido perché a livello della mucosa gastrica lo ione bicarbonato riesce a neutralizzare l’acidità dello stomaco, aumentando così il pH attraverso la reazione: HCO 3 - + H + → H 2 CO 3