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Acido/Base Nella quotidianità, il termine "acido" identifica sostanze

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Acido/Base
Nella quotidianità, il termine "acido" identifica sostanze generalmente irritanti e corrosive, capaci di
intaccare i metalli e il marmo (sviluppando rispettivamente idrogeno e anidride carbonica) e di far
virare al rosso una cartina al tornasole.
Esempi di sostanze acide sono l', l'acido muriatico e il succo di limone. Gli acidi sono generalmente
divisi in aceto e acidi deboli. Un indice della forza di un acido, funzione della sua natura e della sua
concentrazione, è il pH. Nell'ambito della chimica inorganica di base, per rimarcare la differenza
tra le due tipologie di acidi inorganici (ossiacidi e idracidi) si fa spesso ricorso a schemi semplificati
del tipo:[1]
anidride + acqua → ossiacido
non-metallo + idrogeno → idracido
Ovvero un ossiacido si forma facendo reagire l'anidride corrispondente con acqua (ad esempio
l'anidride solforica combinandosi con acqua forma acido solforico), mentre dalla reazione chimica
tra un non-metallo e idrogeno si forma l'idracido corrispondente (ad esempio l'acido fluoridrico si
forma dalla combinazione del fluoro con l'idrogeno).
Nella quotidianità, il termine "base" identifica sostanze generalmente caustiche e corrosive, capaci
di intaccare i tessuti organici e di far virare al blu una cartina al tornasole.
Esempi di sostanze basiche sono l'ammoniaca, la soda caustica e i più comuni tipi di sapone. Un
indice della forza di una base, funzione della sua natura e della sua concentrazione, è il pH. Di
seguito vengono elencate le definizioni più diffuse, in ordine cronologico.
Definizione di Arrhenius
Secondo la teoria di Arrhenius, un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni H+.
[2] Una base è invece una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni OH-.[2]
Definizione di Bronsted
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è una sostanza capace di cedere ioni H+ a un'altra
specie chimica detta base.[3][4]
La teoria di Brønsted-Lowry estende la definizione di acido a quelle sostanze di cui non è possibile
o non è pratico valutare il comportamento in acqua, come di fatto succede nella definizione data da
Arrhenius. Introduce anche il concetto di complementarità tra acido e base, dato che l'acido non è
tale se non in presenza di una controparte cui cedere il proprio ione H +.
Secondo Brønsted e Lowry, quindi, anche composti che non presentano un carattere evidentemente
acido nella quotidianità, come per esempio gli alcoli, possono avere un comportamento acido
quando sono in presenza di una base sufficientemente forte. Un esempio è la reazione tra metanolo
e idruro di sodio, in cui il metanolo si comporta da acido, secondo la definizione di Brønsted e
Lowry, cedendo allo ione idruro (la base) uno ione H+
CH3OH + NaH → CH3O-Na+ + H2
Secondo questa teoria non esistono quindi acidi e basi a sé stanti, ma solo coppie di acido e base
coniugati. Una coppia acido/base coniugata è una coppia di specie chimiche che differiscono
soltanto per uno ione H+. Quando un acido cede uno ione H + si trasforma nella sua base coniugata;
quando una base acquista uno ione H+ si trasforma nel suo acido coniugato.
Qualunque reazione che comporta il trasferimento di uno ione H + da un acido a una base è una
reazione acido-base secondo Brønsted e Lowry. Un acido può, in determinate circostanze,
comportarsi da base e viceversa.
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, una base è una sostanza capace di acquisire ioni H + da
un'altra specie chimica, detta acido.[2][3]
La teoria di Brønsted-Lowry estende la definizione di base a quelle sostanze di cui non è possibile o
non è pratico valutare il comportamento in acqua, come di fatto succede nella definizione data da
Arrhenius. Introduce anche il concetto di complementarità tra acido e base, dato che la base non è
tale se non in presenza di una controparte a cui strappare uno ione H +, e viceversa.
L'ammoniaca, ad esempio, si comporta come una base secondo Brønsted e Lowry quando è sciolta
in acqua perché è in grado di sottrarre all'acqua uno ione H+
NH3 + H2O
→
NH4+ + OH-
Secondo questa teoria non esistono quindi acidi e basi a sé stanti, ma solo coppie di acido e base
coniugati. Una coppia acido/base coniugata è una coppia di specie chimiche che differiscono
soltanto per uno ione H+. Quando un acido cede uno ione H + si trasforma nella sua base coniugata;
quando una base acquista uno ione H+ si trasforma nel suo acido coniugato.
Qualunque reazione che comporta il trasferimento di uno ione H + da un acido a una base è una
reazione acido-base secondo Brønsted e Lowry. Un acido può, in determinate circostanze,
comportarsi da base e viceversa.
Definizione di Lewis
Secondo la cosiddetta teoria di Lewis, un acido è una sostanza capace di accettare un doppietto
elettronico da un'altra specie chimica capace di donarli (detta base).[5][6]
Simile alla teoria di Brønsted-Lowry, sostituisce al trasferimento dello ione H + il trasferimento in
senso inverso di un doppietto elettronico. Secondo Lewis sono quindi acidi anche composti come il
cloruro d'alluminio e il borano, che presentano nella loro struttura un orbitale vuoto capace di
alloggiare un doppietto elettronico proveniente da una molecola donatrice, la base, e legarsi quindi
a essa con un legame dativo. Nell'esempio qui riportato, l'ammoniaca è la base e il trifluoruro di
boro è l'acido, secondo Lewis
H3N: + BF3 → H3N-BF3
Gli acidi di Lewis si comportano da reagenti elettrofili, mentre le basi di Lewis si comportano da
reagenti nucleofili. La differenza tra le definizioni di "acido di Lewis" e "elettrofilo" sta nel fatto
che il carattere di un acido di Lewis è legato alla termodinamica della reazione, infatti un composto
si comporta tanto più da acido di Lewis quanto più tende ad attirare a sé i doppietti elettronici (in
condizioni di equilibrio), mentre il carattere elettrofilo è legato alla cinetica della reazione, infatti un
composto si comporta tanto più da elettrofilo quanto più velocemente attira a sé i doppietti
elettronici.
Secondo la teoria di Lewis, una base è una sostanza capace di donare un doppietto elettronico a
un'altra specie chimica (detta acido).[4][5]
Simile alla teoria di Brønsted-Lowry, sostituisce al trasferimento dello ione H + il trasferimento in
senso inverso di un doppietto elettronico. Secondo Lewis sono quindi basi anche composti come il
tricloruro di fosforo o la piridina, che presentano nella loro struttura un doppietto elettronico non
condiviso che possono trasferire con un legame dativo a un accettore, un acido di Lewis.
Nell'esempio qui riportato, l'ammoniaca è la base e il trifluoruro di boro è l'acido, secondo Lewis
H3N: + BF3
→
H3N→BF3
Una reazione acido-base secondo Lewis comporta la formazione di un legame dativo tra una base di
Lewis (donatore) e un acido di Lewis (accettore).
Le basi di Lewis si comportano da reagenti nucleofili, mentre gli acidi di Lewis si comportano da
reagenti elettrofili. La differenza tra le definizioni di "base di Lewis" e "nucleofilo" sta nel fatto che
il carattere di una base di Lewis è legato alla termodinamica della reazione, infatti un composto si
comporta tanto più da base di Lewis quanto più tende a donare i doppietti elettronici (in condizioni
di equilibrio), mentre il carattere nucleofilo è legato alla cinetica della reazione, infatti un composto
si comporta tanto più da nucleofilo quanto più velocemente dona i doppietti elettronici.
Una base è forte quando è completamente dissociata, e cioè dà luogo a una ionizzazione totale. Le
principali basi forti sono:
• idrossido di sodio: NaOH
• idrossido di potassio: KOH
• idrossido di calcio: Ca(OH)2
• idrossido di bario: Ba(OH)2
• idrossido di magnesio: Mg(OH)2.
Equilibrio di dissociazione dell'acqua
H2O +H2O <=========> OH-(aq) + H3O+(aq)
[H3O+]
[OH-]
Kc = ________________________________
;
Kw =
[H3O+]
[OH-]
[H3O+]2
Kw = 10-14
;
[H3O+]
[OH-] = 10-14 ; pKw=14; pH+pOH=pKw da cui pH=14-pOH
Scale pH
Calcolo del pH di acidi e Basi Forti
pH = - log [H3O+]
per un acido forte si considera che Ca sia circa uguale a
quindi possiamo scrivere:
[H O ]
+
3
pH = - log Ca
che equivale anche a scrivere:
pH = - log [HA]
Per le basi dovrò prima calcolare il pOH e quindi trasformarlo in pH.
pOH = -log [OH-]
per un base forte si considera che Cb sia circa uguale a
quindi possiamo scrivere:
pOH = - log Cb
che equivale anche a scrivere:
pH = - log [Base]
quindi; pH = 14 - POH
[OH ]
-
Calcolo approssimato del pH di acidi e basi deboli.
La Ka e la Kb ci consentono di capire se siamo di fronte ad un acido o ad una base deboli.
La loro caratteristica è che non sono elettroliti forti e quindi non si dissociano completamente in
acqua. Quindi dato un equilibrio acido base, non tutto l'HA si trasformerà in H3O+ e A-.
Ovvero ciò avverrà solo in parte come visto negli equilibri, infatti le reazioni acido base son un
esempio di reazioni all'equilibrio.
=========> A-(aq) + H3O+(aq)
HA(aq)
<
[H O ][A ]
+
3
-
Ka = ________________________________
[HA]
per un acido debole approssimativamente la
[H O ] è uguale a:
3
+
____________________________
/
[H O ] =
+
3
\/
Ka*Ca
Analogamente per una base debole;
BOH(aq)
=========> B+(aq) + OH-(aq)
<
[OH ][B ]
-
+
Kb = ________________________________
[BOH]
____________________________
/
[OH ] =
-
\/
Kb*Cb
Elenco di Ka e Kb
Nome
Acido Arsenioso
Ka
Nome
6.60x10- Acido Cianico
Ka
3.5x10-4
Nome
Acido Ipocloroso
Ka
2.95x10-8
10
Acido Cianidrico
Acido Fluoridrico
4.93x10- Acido Iodico
1.69x10- Acido Periodico
10
1
3.53x10- Acido Selenico (K2)
1.20x10- Acido Solforico (K2) 1.20x10-2
4
2
4.60x10- Acido Azotidrico
Acido Nitroso
2.30x10-2
1.90x10-
4
5
Acidi Organici Monoprotici
Nome
Acido Acetico
Ka
Nome
1.76x10- Acido Formico
Ka
Nome
1.77x10- Acido Urico
5
Acido Barbiturico
1.30x10-4
4
9.80x10- Acido Lattico
8.40x10- Acido Vinilacetico
5
4.57x10-5
4
Acido Bromoacetico 1.3x10-3 Acido Propionico
1.34x10- Fenolo
1.28x10-
5
Acido Cloroacetico
Ka
1.40x10- Acido Tereftalico
10
3.1x10-4 Veronal
3.70x10-8
3
Acido Acrilico
5.5x10-5 Acido Dicloroacetico 3.32x10- Acido Tricloroacetico 2.00x10-1
2
Acido Benzoico
6.3x10-5 Acido Butirrico
1.5x10-5 Tiofenolo
3.2x10-7
Torna all'inizio
Acidi Inorganici Poliprotici
Ka1
Ka2
Ka3
Nome
Acido Arsenico
5.62x10-3
1.70x10-7
3.95x10-12
Acido Fosforico
6.23x10-8
7.52x10-3
2.20x10-13
Acido Borico
7.30x10-10
1.80x10-13
Acido "Carbonico"
5.61x10-11
5.61x10-11
1.60x10-14
-
Acido Selenioso
3.50x10-2
5.00x10-3
-
Acido Solforoso
1.54x10-2
1.02x10-7
-
Acido Fosforoso
1.10x10-2
2.60x10-7
-
Acido m-Silicico
2.00x10-10
1.00x10-12
-
Ka1
Nome
Acido Pirofosforico
1.40x10-1
Ka2
3.20x10-
Ka3
1.71x10-6
2
2.20x10-10
Acido o-Silicico
Ka4
6.20x109
2.00x10-
1.00x10-12
12
1.00x1012
Acidi Organici Poliprotici
Nome
Acido Adipico (K1)
Ka
Ka
Nome
Nome
3.71x10 Acido Fumarico (K1) 9.30x10 Acido Ossalico (K1)
5.90x10-2
Acido Adipico (K2)
3.87x10- Acido Fumarico (K2) 3.62x10- Acido Ossalico (K2)
6.40x10-5
5
Ka
4
5
5
Acido Ascorbico (K1) 7.94x10- Acido Maleico (K1)
1.42x10- Acido Succinico (K1) 6.89x10-5
Acido Ascorbico (K2) 1.62x10- Acido Maleico (K2)
8.57x10- Acido Succinico (K2) 2.47x10-6
5
12
2
7
Acido Citrico (K1)
8.40x10- Acido Malonico (K1) 1.49x10- Acido a-Tartarico (K1) 1.04x10-5
Acido Citrico (K2)
1.80x10- Acido Malonico (K2) 2.03x10- Acido a-Tartarico (K2) 4.55x10-5
Acido Citrico (K3)
4.00x10-
4
3
5
6
6
Basi Inorganiche
Nome
Ammoniaca
Kb
1.79x10-5 Idrazina
Nome
Kb
1.70x10-6
Basi Organiche
Nome
Anilina
Kb
Kb
Kb
3.82x10- Colina
Nome
8.77x10- a-Picolina
10
6
4.10x10- Dietialmmina
9.60x10- Piridina
14
4
Chinina (K1)
1.10x10-6 Etilammina
5.60x10- Stricnina
Chinina (K2)
1.35x10- Metilammina
4.38x10- Teobromina
1.30x10-
10
4
14
Chinolina
6.30x10- Novocaina
7.00x10-
10
6
Caffeina
Nome
3.00x10-8
1.71x10-9
1.00x10-6
4
Costanti di dissociazione degli acidi
Acido
Formula
Ka1
Acetico
CH3COOH
1.74x10-5
Ione Ammonio
NH4+
5.70x10-10
Ione Anilinio
C6H5NH3+
2.50x10-5
Arsenico
H3AsO4
5.8x10-3
Arsenioso
H3AsO3
5.1x10-10
Benzoico
C6H5COOH
6.28x10-5
Borico
H3BO3
5.81x10-10
1-Butanoico
CH3CH2CH2COOH
1.52x10-5
Carbonico
H2CO3
4.44x10-7
Ka2
Ka3
1.1x10-7
3.2x10-12
4.69x10-11
Cianidrico
HCN
6.2x10-10
Citrico
HOOC(OH)C(CH2COOH)2
7.45x10-4
Cloridrico
HCl
Elevata
mono-Cloroacetico
CH2ClCOOH
1.36x10-3
di-Cloroacetico
CHCl2COOH
5.01x10-2
tri-Cloroacetico
CCl3COOH
2.0x10-1
Fenolo
C6H5OH
1.00x10-10
Fosforico
H3PO4
Fosforoso
1.73x10-5
4.02x10-7
7.11x10-3
6.32x10-8
4.5x10-13
H3PO3
3x10-2
1.62x10-7
Formico
HCOOH
1.80x10-4
o-Ftalico
C6H4(COOH)2
1.12x10-3
3.91x10-6
trans-Fumarico
HOOCCH:CHCOOH
8.85x10-4
3.21x10-5
Glicolico
HOCH2COOH
1.47x10-4
Ione Idrazinio
H2NNH3+
1.05x10-8
Idrazoico
HN3
2.2x10-5
Fluoridrico
HF
6.7x10-4
Solfidrico
H2S
9.6x10-8
Ione Idrossilammonio
HONH3+
1.10x10-6
Ipocloroso
HClO
3.0x10-8
Iodico
HIO3
1.7x10-1
Lattico
CH3CHOHCOOH
1.39x10-4
1.3x10-14
Maleico
cis-HOOCCH:CHCOOH
1.3x10-2
5.9x10-7
Malico
HOOCCHOHCH2COOH
3.48x10-4
8.00x10-6
Malonico
HOOCCH2COOH
1.42x10-3
2.01x10-6
Mandelico
C6H5CHOHCOOH
4.0x10-4
Ione Metilammonio
CH3NH3+
2.3x10-11
Nitrico
HNO3
Elevata
Nitroso
HNO2
7.1x10-4
Ossalico
HOOCCOOH
5.60x10-2
Perclorico
HClO4
Elevata
Periodico
H5IO6
2x10-2
Perossido di Idrogeno
H2O2
2.2x10-12
Picrico
(NO2)3C6H2OH
4.3x10-1
Piperidinio
C5H11NH+
7.50x10-12
Propanoico
CH3CH2COOH
1.34x10-5
Piridinio
C5H5NH+
5.90x10-6
Salicilico
C6H4(OH)COOH
1.06x10-3
Sulfamico
H2NSO3H
1.03x10-1
Succinico
HOOCCH2CH2COOH
6.21x10-5
2.31x10-6
Solforico
H2SO4
Elevata
1.02x10-2
Solforoso
H2SO3
1.23x10-2
6.6x10-8
Tartarico
HOOC(CHOH)2COOH
9.20x10-4
4.31x10-5
5.42x10-5
5x10-9
Tiocianico
HSCN
0.13
Tiosolforico
H2S2O3
0.3
Tricloroacetico
Cl3CCOOH
3
Ione Trimetilammonio
(CH3)3NH+
1.58x10-10
2.5x10-2
Acidi e basi coniugate.
Secondo la teoria acido-base di Brønsted-Lowry, un acido coniugato è la parte acida di una coppia
di specie chimiche che si formano in conseguenza della ionizzazione di un acido (HX) in seguito
alla perdita di un idrogenione (H+). La parte basica che si forma in seguito al trasferimento (X −) è
chiamata base coniugata.
In soluzioni acquose, supponendo che HX sia un acido generico e X - la sua base coniugata, la
reazione chimica di equilibrio che avviene è della forma:
HX + H2O
X− + H3O+
Acido + Base
Base coniugata + Acido coniugato
Acido
HFSbF5
Base coniugata
SbF6−
HCl
Cl−
H2SO4
HSO4−
HNO3
NO3−
H3O+
H2O
HSO4−
SO42−
H3PO4
H2PO4−
HC2H3O2 C2H3O2−
H2CO3
HCO3−
H2S
HS−
H2PO4−
HPO42−
NH4+
NH3
HCO3−
CO32−
HPO42−
PO43−
H2O
OH−
Titolazione acido base.
L'analisi volumetrica o volumetria è una tecnica analitica che consiste nel far reagire una
soluzione a titolo noto di un reagente (titolante) con un volume noto di una soluzione a titolo non
noto contenente l'analita (titolando).[1] Conoscendo il volume di titolante utilizzato e la
stechiometria di reazione si può risalire alla concentrazione dell'analita con semplici calcoli.
La procedura analitica prende il nome di titolazione e con questo termine si è soliti riferirsi
all'analisi volumetrica in senso lato.
Questo tipo di titolazioni sono utili a verificare la concentrazione ignota di un acido o di una base,
mediante la reazione di neutralizzazione che porta alla formazione di un sale più acqua. La
soluzione da titolare può essere un acido o una base, sia debole che forte. Il monitoraggio
dell'andamento della titolazione può avvenire tramite una costante misura del pH della soluzione
attraverso un apposito strumento, oppure tramite l'uso di un indicatore il cui pH di viraggio sia nella
regione del punto di equivalenza. Quando si titolano acidi forti con basi forti (o viceversa) il valore
del pH inizialmente varia molto lentamente, per poi avere un grande salto al punto di equivalenza
(che ha pH=7).
Per mostrare i risultati è molto comune tracciare un grafico, che visualizzi il valore del pH sull'asse
y e il volume aggiunto di sostanza a concentrazione nota sull'asse x. La figura ottenuta, denominata
curva di titolazione, ha in genere una visibile porzione in cui è praticamente verticale, che indica un
rapidissimo cambiamento di pH con un piccolo aumento di volume (attorno al punto di
equivalenza). La curva è utile a determinare i punti di equivalenza e semi-equivalenza. Per
determinare il primo, spesso si sfrutta il metodo delle tangenti, che consiste nel tracciare due
tangenti alla curva fra loro parallele, e trovare poi la terza retta parallela a queste due e a uguale
distanza da esse: il punto in cui quest'ultima retta interseca il grafico è il punto di equivalenza, da
cui si ricava poi facilmente il volume necessario al suo raggiungimento e il pH (guardando sugli
assi cartesiani corrispondenti). Il punto di semi-equivalenza si trova, sull'asse delle ascisse, a
esattamente la metà del valore di volume al punto di equivalenza.
Esercizi con soluzione.
http://online.scuola.zanichelli.it/esploriamolachimica/files/2010/05/Valitutti_Esploriamo_soluzioni_
17.pdf
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