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© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas

CAPITOLO

18

1

Indice

1. Acidi e basi

2. La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi

3. La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi

4. La teoria di Lewis degli acidi e delle basi

5. La ionizzazione dell’acqua

6. Il pH

7. Gli indicatori

8. Determinazione sperimentale del pH

9. La forza degli acidi e delle basi

10.Acidi monoprotici e acidi poliprotici

11.Composti anfoteri

Mappa concettuale: Gli acidi e le basi

© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 2

CAPITOLO 18. ACIDI E BASI1

Sono definiti acidi le sostanze che hanno in comune un sapore aspro e pungente.

Acidi e basi

UsoSostanza

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 fosforicoH3PO4

Acido boricoH3BO3

Acido cloridrico (acido muriatico)HCl

Acido ossalicoH2C2O4

Alcuni dei piÙ comuni acidi e loro applicazioni nella vita quotidiana.


CAPITOLO 18. ACIDI E BASI1

Sono classificate basi le sostanze che hanno in comune un sapore amaro e sono scivolose al tatto.

Acidi e basi

UsoSostanza

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 sodioNaOH

AmmoniacaNH3

Carbonato di sodioNa2CO3

Bicarbonato di sodioNaHCO3

Alcune delle piÙ comuni basi e loro applicazioni nella vita quotidiana.


Gli acidi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni H+ (ioni idrogeno).

4

2 La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi

Le basi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni OH (ioni idrossido).

HCl(g) H+(aq) + Cl−

(aq)

H2O(ℓ)

CAPITOLO 18. ACIDI E BASI

NaOH(s) Na+(aq) + OH−

(aq)

H2O(ℓ)


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:

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3 La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi

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).

L’acqua per il fatto che acquista uno ione H+ si comporta da base.

Si trasferisce H+

Cl

H

H – O + H

Cl −

H

H – O + +

H

base acido


Si trasferisce H+

Lo ione H3O+ è detto ione idronio.

6

3 La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi


O

H

H – N + H O−

H

H – N – H + +

H H

H

H

base acido

L’acqua in questo caso si comporta da acido per il fatto che cede uno ione H+.


4 La teoria di Lewisdegli acidi e delle basi

Secondo Gilbert Lewis si definisce:

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:


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.

A + B A B acido nuovo legame

base


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).

La costante di questo equilibrio prende il nome di prodotto ionico dell’acqua.

H2O(ℓ) + H2O(ℓ) H3O+(aq) + HO−

(aq)




La costante è rappresentata con il simbolo Kw ed è scritta nella forma:

Pertanto Kw = 1,0 1014 a 25 °C

Kw = H+ OH−


H+ = 1,0 107 mol/L e OH− = 1,0 107 mol/L

L’equazione del prodotto ionico si applica a tutte le soluzioni acquose non solo all’acqua pura.



Per le soluzioni si possono presentare le seguenti situazioni:

neutra H+ = 1,0 107 M


acida H+ 1,0 107 M

basica H+ 1,0 107 M


6 Il pH

La concentrazione degli ioni H+ di una soluzione può essere espressa con una grandezza detta pH.

pH = − log H+

Il pH di una soluzione, per definizione, è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione degli ioni idrogeno espressa in mol/L (Molarità).


Scala di pH. Relazione tra il pH e la concentrazione degli ioni idrogeno [H+] e degli ioni [OH-] in acqua a 25 °C.


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


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


Gli indicatori sono sostanze che assumono colori differenti se vengono a contatto con una soluzione acida o basica.

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7 Gli indicatori CAPITOLO 18. ACIDI E BASI

Blu di bromotimolo in ambiente acido (giallo).

Blu di bromotimolo in ambiente basico (blu).

L’indicatore assume il colore verde in acqua distillata.


Per determinare in modo semplice e rapido il pH di una soluzione incolore si usa la carta indicatrice di pH.

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8 Determinazione sperimentale del 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.




Misura del pH del succo di arancia.

Misura del pH di una soluzione basica con pH-metro a stilo opportunamente calibrato.

La misura accurata del pH di una soluzione è fatta con il piaccametro (o pH-metro).


pHSostanza

0

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

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Fortemente acido


pHSostanza

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

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Fortemente basico


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.




L’acido acetico, CH3COOH, dà una luce di debole intensità perché quest’acido è solo parzialmente ionizzato:

Conducibilità di CH3COOH(aq).

L’acido acetico è un acido debole.

CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+




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:

L’ammoniaca è una base debole.

NH3 + H2O NH4+ + OH−




La forza di un acido (o di una base debole) può essere espressa dal valore della costante di ionizzazione.

Per un acido debole, come l’acido acetico, si ha:

Reazioni di trasferimento del protoneAcido 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.




Per una base debole, come l’ammoniaca, la costante di ionizzazione è data da:

La base più debole è quella che ha il valore di Kb più basso.

Reazioni di trasferimento del protoneBase 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


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.

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO42−

L’acido solforico è un acido diprotico.


11 Composti anfoteri CAPITOLO 18. ACIDI E BASI

Sono dette anfotere le sostanze che possono comportarsi come un acido o come una base.

Gli idrossidi di alcuni ioni metallici sono anfoteri.

L’idrossido di alluminio, Al(OH)3, presenta questo comportamento


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−

Ka COSTANTE DI ACIDITÀ

misura la forza degli acidi deboli

Kb COSTANTE DI BASICITÀ

misura la forza delle basi deboli

Concentrazione degli ioni idrogenopH = − log[H+]

ACIDI E BASI FORTIsono completamente

dissociati in ioni

ACIDI E BASI DEBOLIsono parzialmente

dissociati in ioni

Indicatoresostanza che cambia di colore in presenza di una soluzione

acida o basica


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

Piaccametrostrumento che misura in modo accurato il pH di

una soluzione

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