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Valeria Costantino » 9.Reazioni in soluzione acquosa


Reazioni in soluzione acquosa: reazioni acido-base I

Le reazioni acido-base sono fra le più comuni reazioni che avvengono in soluzione acquosa. Il nome deriva dalla partecipazione alla reazione di un reagente, detto acido e un altro detto base. La definizione di questi due concetti, acido e base, è diversa a seconda della teoria utilizzata, teoria che si è evoluta col tempo, partendo dall’ approccio empirico di Arrhenius.

In figura: Una reazione acido-base:un campione di HCl reagisce con NH3 producendo un fumo bianco costituito da NH4Cl.


Reazioni in soluzione acquosa: reazioni acido-base II

Per gli antichi chimici, gli acidi erano riconosciuti dal loro sapore aspro, mentre le basi (dette anche alcali) dalla loro sensazione saponosa al tatto.
Molti acidi e molte basi sono prodotti di uso domestico o anche componenti dei fluidi biologici. Ad esempio, l’acido cloridrico è il principale costituente dei succhi gastrici e l’ammoniaca è usata comunemente per le pulizie casalinghe.

Reazioni in soluzione acquosa: reazioni acido-base III

La prima definizione utile di acido è quella di Arrhenius: acido è un composto che contiene idrogeno e in acqua forma ioni H+.
Una base è un composto, invece, che in acqua produce ioni idrossido.
Rientrano in questa definizione tutti i composti che identifichiamo come acidi nell’uso comune, sia per la loro azione irritante sui tessuti e corrosiva sui metalli, sia per la loro capacità di far virare sostanze indicatrici. Sono acidi secondo Arrhenius, per esempio, acidi inorganici come l’acido solforico e l’acido cloridrico ed acidi organici come acido acetico e l’acido citrico.

Reazioni in soluzione acquosa: reazione acido-base IV

Sono basi tutti gli idrossidi solubili, ma anche l’ammoniaca è una base, perché:

NH3 (aq) + H2O (l) -> NH4+ (aq) + OH (aq)
(la reazione non è completa)

Questa definizione comprende quasi tutti gli acidi e le basi che comunemente usiamo, ma è poco generale, perché fa riferimento a un particolare solvente, l’acqua.

Acidi e basi di Brønsted e Lowry I

Una definizione più generale di acidi e di basi è stata data da Brønsted e Lowry, ed è quella ancora in uso:

  • un acido è una sostanza che può cedere protoni;
  • una base è una sostanza che può accettare protoni.

I protoni sono gli ioni H+, che in soluzione non possono esistere come tali, ma possono facilmente passare da una molecola all’altra.


Acidi e basi di Brønsted e Lowry II

Secondo Brønsted e Lowry, quindi, anche composti che non presentano un carattere evidentemente acido nella quotidianità, come ad esempio gli alcoli, possono avere un comportamento acido quando sono in presenza di una base sufficientemente forte. Un esempio è la reazione tra metanolo ed 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 -> CH3ONa + H2

Acidi e basi di Brønsted e Lowry III

L’acido cloridrico è un acido perché in soluzione acquosa cede il protone all’acqua:

HCl (aq) + H2O (l) -> H3O+ (aq) + Cl (aq)‏

Lo ione H3O+ è detto ione idronio ed è presente in tutte le soluzioni di acidi in acqua.
Ma anche tutti gli acidi organici, quelli cioè, che presentano il gruppo funzionale –COOH, possono cedere un protone ad una base.
Ad esempio, l’acido acetico reagisce con ammoniaca:

CH3COOH + NH3 -> CH3COO- + NH4+

Acidi e basi di Brønsted e Lowry IV

Gli acidi visti finora possono cedere un solo protone, e sono detti monoprotici.

Acidi come H2SO4 (acido solforico) possono cedere due protoni, e sono detti diprotici o, più in generale, poliprotici.

Scrivendo la formula di un acido, gli idrogeni che possono essere ceduti come protoni vengono scritti al primo posto (eccezione: gli acidi carbossilici).

Acidi e basi di Brønsted e Lowry V

Test di verifica:
Questa è la formula dell’acido citrico, il componente principale degli agrumi.
Quanti protoni possono essere rilasciati in acqua da ciascuna molecola?


Acidi e basi di Brønsted e Lowry VI

Per quanto riguarda le basi, tutti gli idrossidi sono basi perché lo ione ossidrile può accettare un protone dando acqua:

Na+ (aq) + OH(aq) + HCl (aq) -> H2O (l) + Na+ (aq) + Cl (aq)

Si noti che la base reale è lo ione idrossido, mentre lo ione sodio è uno ione spettatore.
Anche l’ammoniaca è una base di Brønsted:

NH3 (aq) + H2O (l) -> NH4+ (aq) + OH (aq)

perché è in grado di accettare un protone (in questo caso dall’acqua) e trasformarsi nello ione ammonio.

Acidi e basi forti e deboli I

La definizione di Brønsted e Lowry (e già quella di Arrhenius) implica che gli acidi e le basi sono elettroliti. Come gli elettroliti, acidi a basi possono essere classificati in forti e deboli.

Un acido è forte se in soluzione tutte le molecole dell’acido cedono il loro protone al solvente (ossia se l’acido è completamente deprotonato).
Un acido è debole se in soluzione solo alcune delle molecole dell’acido cedono il loro protone al solvente (ossia se l’acido non è completamente deprotonato).

Acidi e basi forti e deboli II

Una base è forte se in soluzione tutte le molecole della base acquistano un protone dal solvente (ossia se la base è completamente protonata).
Una base è debole se in soluzione solo alcune delle molecole della base acquistano un protone dal solvente (ossia se la base non è completamente protonata).

Ovviamente questa definizione dipende dal solvente: un acido forte in acqua può essere debole in un altro solvente, e viceversa.
Per questo si dovrebbe dire “acido forte in acqua” e “base forte in acqua” (o in altro solvente). Normalmente però, si dice semplicemente “acido forte”, intendendo in acqua.

Acidi e basi forti

Gli acidi e basi forti più comuni

Gli acidi e basi forti più comuni


Coppie coniugate acido-base I

Secondo la teoria di Arrhenius 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.

Coppie coniugate acido-base II

Ad esempio, l’ammoniaca, acquistando il protone si trasforma in un acido, lo ione ammonio, che è detto acido coniugato della base ammoniaca.
Analogamente l’acido debole acido acetico, cedendo il protone si trasforma nella base ione acetato, che è la base coniugata dell’acido acetico.
Quindi le coppie ione ammonio/ammoniaca ed acido acetico/ione acetato sono dette coppie coniugate acido-base.

NH3 + CH3COOH -> NH4+ + CH3COO

Reazioni di neutralizzazione

La reazione tra un acido e una base si chiama anche reazione di neutralizzazione, e produce acqua ed un composto ionico, che normalmente è chiamato sale.

HCl + NaOH -> NaCl + H2O

Il catione del sale proviene dalla base e l’anione dall’acido.

Reazioni acido/base I

HCl + NaOH -> NaCl + H2O

Gli ioni Na+ e Clsono ioni spettatori, e l’equazione diventa:

H+ + OH -> 2 H2O

Questa è l’equazione ionica netta di tutte le reazioni di neutralizzazione tra un acido forte e una base forte.
Diverso è il caso di reazioni che coinvolgono acidi o basi deboli:

HCN + NaOH -> NaCN + H2O
H3O+ + NH3 -> H2O + NH4+

Reazioni acido/base II

Test di verifica:
a. Scrivere l’equazione molecolare bilanciata della reazione tra acido acetico ed idrossido di bario.
b. Scrivere l’equazione ionica netta della stessa reazione.

Il carattere acido e basico degli ossidi I

Anche gli ossidi possono essere acido o basici. La tavola periodica è una guida per prevedere il carattere acido o basico degli ossidi.
Gli ossidi dei metalli, a sinistra nella tavola periodica, sono basici.
Gli ossidi dei non metalli, a destra nella tavola periodica, sono acidi.


Il carattere acido e basico degli ossidi II

Gli ossidi degli elementi al confine tra i metalli e i non metalli, gli anfoteri, possono reagire tanto con gli acidi che con le basi.

Al2O3 (s) + 6 HCl (aq) -> 2 AlCl3 (aq) + 3 H2O (l)
Al2O3 (s) + 2 NaOH (aq) + 3 H2O -> 2 Na[Al(OH)4] (aq)


Il carattere acido e basico degli ossidi III

Gli ossidi dei metalli dei gruppi 1 e 2 sono composti ionici, e sono basi forti (ossidi basici), accettano protoni dall’acqua per dare idrossidi:

MgO + H2O -> Mg(OH)2

o dagli acidi per dare sali:

MgO + 2 HCl -> MgCl2 + H2O

Il carattere acido e basico degli ossidi IV

Gli ossidi dei non metalli (che sono anche chiamati anidridi) sono composti molecolari che reagiscono con acqua formando acidi:

CO2 (g) + H2O (l) ->  H2CO3 (aq)
SO2 (g) + H2O (l) ->  H2SO3 (aq)

e reagiscono con le basi per dare sali:

CO2 (g) + 2 NaOH (s) ->  Na2CO3 (s) + H2O (l)

I farmaci antiacido

I farmaci antiacido (Maalox, Alka-seltzer) sono farmaci che possono neutralizzare l’eccesso di HCl prodotto dallo stomaco. Essi sono basi che contengono lo ione idrossido, lo ione carbonato o lo ione bicarbonato.

Le reazioni di ossido-riduzione

Abbiamo visto sinora che nelle reazioni di precipitazione, cationi ed anioni si combinano per dare composti insolubili.
Nelle reazioni di neutralizzazione, ioni H+ e ioni OH- si combinano per dare acqua.
Esiste un’altra classe di reazioni nel quale si verifica un trasferimento di elettroni, queste sono chiamate reazioni di ossido-riduzione o reazioni redox.


Le reazioni di ossido-riduzione I

Questa classe comprende un gran numero di reazioni apparentemente molto diverse, che però hanno qualcosa in comune: elettroni vengono trasferiti da un reagente ad un altro reagente.
Consideriamo la reazione di combustione (reazione con l’ossigeno) del magnesio:

2 Mg (s) + O2 (g) -> 2 MgO (s)

o, considerando che MgO è un composto ionico:

2 Mg (s) + O2 (g) -> 2 Mg2+ (s) + 2O2– (s)

Le reazioni di ossido-riduzione II

2 Mg (s) + O2 (g) -> 2 Mg2+ (s) + 2O2– (s)

In questa reazione il magnesio, neutro, diventa un catione cedendo 2 elettroni; l’ossigeno diventa un anione acquistando due elettroni.
La reazione (dal punto di vista del magnesio) è detta reazione di ossidazione.
Il significato originario di questo termine era reazione con ossigeno, ma oggi significa “reazione in cui si ha perdita di elettroni”.
Quindi anche:

Mg (s) + Cl2 (g) -> Mg2+ (s) + 2 Cl (s)

è (per il magnesio) una reazione di ossidazione (perdita di elettroni).

Le reazioni di ossido-riduzione III

Il contrario dell’ossidazione è la riduzione. Come l’ossidazione è cessione di elettroni, la riduzione è acquisto di elettroni.
Il termine riduzione ha origine dai processi metallurgici, in cui si estrae un metallo da un suo ossido usando carbone o idrogeno.

Per esempio per il ferro si veda la figura a lato.

In questa reazione lo ione Fe3+ diventa Fe elementare acquistando tre elettroni; la reazione (dal punto di vista del ferro) è detta reazione di riduzione.


Le reazioni di ossido-riduzione IV

Poiché gli elettroni non possono distruggersi, è chiaro che ogni reazione di ossidazione (perdita di elettroni) comporta una reazione di riduzione (acquisto di elettroni); ecco perché si parla di reazioni di ossido-riduzione.

Nella reazione di ossidazione del magnesio era l’ossigeno a ridursi, nel caso della riduzione del ferro è il carbonio ad ossidarsi.
In questo casi è stato facile capire quale reagente si ossidava e quale si riduceva; in altri casi è più difficile, e per questo è stato inventato il concetto di numero di ossidazione, di cui parleremo in seguito.

Riepilogo reazioni in soluzione acquosa

  • Reazione acido-base (formazione di sale + acqua a partire da acido e base).
  • Reazione redox (reazione di ossido-riduzione a partire da un agente ossidante ed uno riducente, trasferimento di elettroni).
  • Reazione di precipitazione (formazione di un composto insolubile a partire da composti ionici).

Obiettivi della nona lezione

Dopo aver studiato questa nona lezione bisogna essere capaci di:

  • dare una definizione di: reazione di neutralizzazione, reazione di precipitazione e reazione redox.
  • Essere in grado di scrivere e bilanciare le reazione di neutralizzazione e le reazione di precipitazione (il bilanciamento delle redox lo vedremo nella Lezione 10).
  • Enunciare la teoria acido-base di Arrhenius e di Brønsted e Lowry.
    Riconoscere le coppie coniugate acido-base.

E’ utile esercitarsi utilizzando il test Lezione 9 riportato nei materiali di studio.

I materiali di supporto della lezione

Test

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