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Delia Picone » 18.Acidi e Basi


Definizione di Arrhenius

Sebbene il concetto di acido e base sia stato presente fin dall’antichità, la prima descrizione chimica delle caratteristiche di queste sostanze si deve ad Arrhenius, che introdusse le definizioni seguenti
Acido
: sostanza che dissociandosi genera ioni H+
Base: sostanza che dissociandosi genera ioni OH-

La possibilità di rilasciare H+ e OH- si può prevedere esaminando la formula del composto. Così ad esempio HCl e NaOH rappresentano tipici esempi di acido e base, rispettivamente. Un acido e una base reagiscono neutralizzandosi, per formare un sale e acqua.

acido + base     —->  sale + acqua
HCl + NaOH
—-> NaCl + H2O

Definizione di Brønsted e Lowry

La definizione di Arrhenius ha il pregio di aver tentato una classificazione degli acidi e delle basi, ma è molto limitata. La proprietà basiche dell’ammoniaca, ad esempio, con formula NH3, non vengono spiegate da questa teoria.
Una defizione più ampia di acido e base si deve a BrΦnsted e Lowry, che fondano la loro teoria sul concetto di scambio di protoni e di coppia coniugata. Un acido è una sostanza capace di donare ioni H+ mentre  una base è una sostanza capace di accettare ioni H+.

La novità di questa teoria sta nel fatto che la presenza di un donatore implica quella di un accettore, cioè non può esistere un acido senza una base. Cedendo un protone, inoltre, ogni acido si trasforma in una base, cioè in una sostanza almeno potenzialmente in grado di accettare il protone stesso. Ovviamente, l’acquisto di un protone trasforma una base in un acido.
L’acido e la sua base costituiscono una cosiddetta coppia coniugata. Le due specie si interconvertono attraverso lo scambio di H+.


Acido di Lewis

La definizione più generale di acido e base si deve a Lewis, secondo il quale:
Un acido è una sostanza che può accettare elettroni.

Una base è una sostanza che può donare elettroni.

Tutta la discussione seguente è sviluppata considerando gli acidi e le basi in soluzione acquosa, e riferendosi alla definizione di Brønsted e Lowry


Dissociazione degli Acidi

Un acido forte è completamente dissociato in soluzione acquosa, secondo la reazione:

HA + H2O   →  H3O+ +  A-

Alcuni comuni acidi forti sono HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3 e HClO4

In tutti gli altri casi, gli acidi sono considerati deboli e la loro dissociazione, solo parziale, è regolata  dalle leggi dell’equilibrio chimico. La misura quantitativa della forza di un acido è data dal valore numerico della Keq, che in questo caso viene denominata comunemente Ka


Forza degli Acidi

La forza di un acido misura la sua tendenza a trasferire protoni, la forza di una base misura
La tendenza ad  accettare protoni.

La forza di un acido dipende dalla forza del legame H-A e dalla stabilità della base coniugata.

Più un acido è forte, più è debole la sua base coniugata.

Nelle soluzioni acquose, la forza degli acidi misura la tendenza a cedere protoni all’acqua, la forza delle basi misura la tendenza ad acquistare protoni dall’acqua.


Relazione fra Ka e Kb di coppie coniugate

Esiste una relazione quantitativa che consente di ricavare la costante della base coniugata, data la costante acida, e viceversa. Indicando infatti genericamente un acido debole con HA, e con Ka la sua costante, A- sarà la sua base coniugata e Kb la sua costante. Si dimostra facilmente che Kax Kb = Kw per tutte le coppie coniugate.


Acidi ossigenati

Per gli acidi ossigenati, la forza aumenta all’aumentare del numero di atomi di ossigeno.

Un esempio significativo in tal senso è rappresentato dai quattro acidi ossigenati del cloro, la cui acidità aumenta in modo significativo all’aumentare del numero di ossidazione del cloro.

HClO Ka = 2.9 x 10-8

HClO2 Ka =1.0 x 10-2

HClO3 acido forte

HClO4 acido forte

Più che alla variazione della forza del legame O-H, questa scala di acidità si spiega con l‘aumento della stabilità della base coniugata.

ClO - Nessuna formula di risonanza
ClO2- 2 formule di risonanza
ClO3- 3 formule di risonanza
ClO4- 4 formule di risonanza

Acidi poliprotici

Alcuni acidi hanno la capacità di rilasciare più di un protone. Per questo motivo sono definiti acidi poliprotici. In questo caso, il prodotto della prima dissociazione dell’acido (la prima base coniugata, indicata genericamente HA- per un acido diprotico) è a sua volta un acido, come si deduce dall’esame delle due reazioni di dissociazione riportate nell’immagine a lato.

Inoltre risulta che in generale la prima dissociazione è più favorita della seconda, o in altri termini

Ka2 <    Ka1

Si può inoltre osservare che la specie HA- si comporta sia da acido (nella seconda reazione) sia da base (nella prima reazione). Sostanze con queste caratteristiche vengono definite anfotere, o anfiprotiche, o anfipatiche.


Autoionizzazione dell’acqua


Soluzioni Acide, Basiche e Neutre

In tutte le soluzioni acquose, in assenza di altri equilibri acido-base, la concentrazione di H3O+ è uguale alla concentrazione di ioni OH-.
L’autoionizzazione dell’acqua genera ioni H3O+ e OH- in numero uguale, quindi

in una soluzione neutra  [H3O+]= [OH- ] = 1.0 x 10-7 M

Nelle soluzioni acide prevale H3O+ , in quelle basiche prevale OH- . Quantitativamente:

In una soluzione acida [H3O+]> 1.0 x 10-7 M (e  [OH- ] < 1.0 x 10-7 M)
In una soluzione basica [OH- ] > 1.0 x 10-7 M (e  [H3O+ ] < 1.0 x 10-7 M)

Calcolo di concentrazioni all’equilibrio I


Calcolo di concentrazioni all’equilibrio II


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