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Paolo Arcari » 8.Acidi e basi


Dissociazione dell’acqua

L’acqua, anche dopo una accuratissima purificazione, conduce piccole quantità di elettricità.

Questo fenomeno è dovuto alla presenza di concentrazioni molto basse di ioni H3O+ e OH- che si formano secondo lo schema di reazione:

2 H2O ↔ H3O+  + OH-

Questa reazione viene definita autoionizzazione dell’acqua e l’equilibrio è spostato quasi completamente a sinistra.

La costante di equilibrio della reazione sarà:      K = [H3O+] x [OH-] / [H2O]

Inglobando il valore di [H2O] in K e ponendo K x [H2O] = Kw si ottiene (a 25 °C):

Kw = [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14

Kw è nota come costante di ionizzazione dell’acqua.

Dal momento che nell’acqua pura l’unica fonte di questi ioni è dato dall’autoionizzazione, la concentrazione di [H3O+]  è uguale a quella di [OH-] ed è pari a 1,0 x 10-7 M.

Acidità, basicità, neutralità

Se all’acqua pura viene aggiunto un acido o una base l’equilibrio viene perturbato e si osserverà una variazione delle concentrazioni degli ioni H3O+ e degli ioni OHtale che  il loro prodotto a 25 °C sia sempre pari a 1.0 x 10-14.

Quindi:

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

In una soluzione acida [H3O+] > [OH-]

[H3O+] > 1.0 x 10-7 M e [OH-] < 1.0 x 10-7 M

In una soluzione basica [H3O+] < [OH-]

[H3O+] < 1.0 x 10-7 M e [OH-] > 1.0 x 10-7 M

Ad esempio se in una soluzione acida la [H3O+] =1.0 x 10-3 M, la [OH-] sarà uguale a 1.0 x 10-11 M, in modo tale che il loro prodotto sia sempre pari a 1.0 x 10-14 M.

La scala del pH

Il pH di una soluzione è il logaritmo negativo in base dieci (log) della concentrazione di ioni idronio ([H3O+]).                             pH = -log[H3O+]

Il pOH di una soluzione è il logaritmo negativo in base dieci (log) della concentrazione di ioni idrossido ([OH-]).                            pOH = -log[OH-]

In acqua pura, a 25 °C, le concentrazioni di ioni idronio e idrossido sono uguali e pari a  1,0 x 10-7 M. Quindi:

     pH = -log (1,0 x 10-7) = 7,00                           pOH = -log (1,0 x 10-7) = 7,00

Se si calcola il logaritmo negativo dell’espressione di Kw si ottiene:

pKw = 14,00 = pH + pOH

Soluzioni con pH = 7,00 vengono definite neutre.

Soluzioni con pH < 7,00 vengono definite acide.

Soluzioni con pH > 7,00 vengono definite basiche.

 

Scala del pH

Scala del pH


Acidi e basi

Acidi e basi sono due classi molto importanti di composti. Il nome acido deriva dal latino acidum che significa aspro, pungente. Il nome alcale (base) deriva dall’arabo al-qalì e indica il carbonato di potassio che si trova nella cenere di legna, le cui soluzioni sono fortemente basiche.

Molti prodotti che usiamo nella vita quotidiana appartengno a queste due classi di composti. Ad esempio alcuni alimenti come l’aceto, il limone e lo yogurt hanno un tipico sapore aspro (acido) dovuto alla presenza di sostanze acide: l’acido acetico nell’aceto, l’acido citrico nel succo del limone e l’acido lattico nello yogurt. Le basi invece presentano un sapore amarognolo e fra quelle di comune impiego vi sono l’ammoniaca e l’ipoclorito di sodio (candeggina) usati come prodotti per la pulizia di superfici.

Definizione di Bronsted

In base alla definizione di Bronsted un acido è un donatore di protoni (H+) mentre una base è un accettore di protoni (H+).

Una reazione acido-base implica quindi il trasferimento di un protone da un acido ad una base per formare un nuovo acido e una nuova base. Questa definizione introduce il concetto di coppia coniugata acido/base, in cui una specie si trasforma nell’altra per perdita/acquisto di uno ione H+.

Sulla base di questa definizione, è possibile osservare il comportamento acido di un composto HA (misurarne quindi l’acidità) solo se c’è un’altro composto che agisce da base B e che quindi accetta lo ione H+ ceduto dall’acido. Lo stesso vale se si vuole osservare il comportamento basico di una sostanza.

HA  +  B    A-  +  BH+

L’acido HA cede uno ione H+ trasformandosi nella base coniugata A-, contemporaneamente la base B accetta lo ione H+ e si trasforma nell’acido coniugato BH+.

HA ed A- rappresentano una coppia coniugata acido/base; allo stesso modo BH+ e B formano l’altra coppia coniugata acido/base. La coppia viene sempre scritta indicando prima l’acido e poi la base.

 

Forza di acidi e basi

La forza di un acido o di una base rappresenta la capacità del composto di dissociarsi per produrre ioni H3O+ o OH- quando fatti reagire con l’acqua. Un acido viene definito forte quando, disciolto in acqua, si dissocia completamente per dare ioni H3O+. Esempi di acidi forti sono gli acidi alogenidrici (HCl, HBr, HF) che, disciolti in acqua, si dissociano completamente secondo la reazione: HCl + H2O →  Cl- + H3O+

Un acido viene definito debole quando, disciolto in acqua, rimane quasi completamente indissociato. Un esempio di acido debole è dato dall’acido acetico che, quando disciolto in acqua, si dissocia solo in minima parte mentre la maggior parte di esso rimane indissociato: CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+

Una base viene definita forte quando, disciolta in acqua, si dissocia completamente per dare ioni OH-. Esempi di basi forti sono le idrossidi dei metalli (NaOH, KOH ecc.) che, disciolte in acqua, si dissociano completamente secondo la reazione:  NaOH → Na+ + OH-. Una base viene definita debole quando, disciolta in acqua, rimane quasi completamente indissociata. Un esempio di base debole è dato dall’ammoniaca che, quando disciolta in acqua, si dissocia solo in minima parte mentre la maggior parte di essa rimane indissociata:

NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4 + + OH-

 

Comportamento acido/base dell’acqua

L’acqua può essere considerata una base per misurare la forza degli acidi:

HA  +  H2O  →  A-  +  H3O+

Allo stesso modo  può essere considerata un acido per misurare la forza delle basi:

B  +  H2O  →  BH+  +  OH-

L’acqua, insieme ad altri composti che possono comportarsi sia da acido che da base, viene definita anfiprotica.

Idrolisi salina I

Acidi e basi in soluzione acquosa reagiscono per formare un sale ed acqua.

La reazione tra acidi forti e basi forti vengono definite reazioni di neutralizzazione, infatti il mescolamento di uguali quantità (moli) di una base forte con un acido forte produce una soluzione neutra (pH = 7.00 a 25 °C). Pertanto i sali che si formano dalla reazione di una acido forte (es. HCl) con una base forte (es. NaOH) sono definiti sali neutri, cioè sali che sciolti in acqua danno origine ad una soluzione neutra (pH=7) (es. NaCl).

Non tutti i sali sono sali neutri; i sali che derivano da un acido forte e una base debole o da un acido debole e una base forte sono definiti sali non neutri e quando sciolti in soluzione danno luogo all’idrolisi salina. In seguito a questo fenomeno la soluzione può risultare  rispettivamente leggermente acida o leggermente  basica.

 

Idrolisi salina II

La reazione di uguali quantità (moli) di un acido debole con una base forte produrrà un sale il cui anione determinerà un aumento della concentrazione degli ioni OH- e quindi una soluzione basica (pH > 7.00 a 25 °C). Consideriamo ad esempio l’acetato di sodio (sale) che deriva dall’acido acetico (acido debole) e dall’idrossido di sodio (base forte). Quando disciolto in acqua, l’acetato di sodio si dissocia completamente secondo la reazione: CH3COONa → CH3COO- + Na+

Lo ione acetato, che è la base coniugata di un acido debole, in acqua produrrà la formazione di ioni OH- facendo aumentare il pH della soluzione secondo la reazione: CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-

La reazione di uguali quantità (moli) di un acido forte con una base debole produrrà un sale il cui catione determinerà un aumento della concentrazione degli ioni H+ e quindi una soluzione acida (pH < 7.00 a 25 °C). Consideriamo ad esempio il cloruro di ammonio (sale) che deriva dall’acido cloridrico (acido forte) e ammoniaca (base debole). Quando disciolto in acqua, il cloruro di ammonio si dissocia completamente secondo la reazione: NH4Cl → NH4+ + Cl-

Lo ione ammonio, che è l’acido coniugato di una base debole, in acqua determinerà la formazione di ioni H3O+ facendo diminuire il pH della soluzione secondo la reazione: NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Soluzioni tampone

Si definisce una soluzione tampone una soluzione che si oppone alla variazione del pH per aggiunte moderate di acidi forti (ioni H+) o basi forti (ioni OH-).

Per realizzare una soluzione tampone sono necessari due requisiti fondamentali:

  • Devono essere presenti contemporaneamente due specie: un acido capace di reagire con gli ioni OH-  aggiunti ed una base capace di reagire con gli ioni H+ aggiunti.
  • E’ necessario che l’acido e la base non regiscano tra loro.

Quindi un tampone generalmente viene preparato con quantità circa uguali di una coppia coniugata acido/base, ed in particolare o da un acido debole e la sua base coniugata (ad esempio acido acetico/ione acetato), o da una base debole e il suo acido coniugato (ammoniaca/ione ammonio).

Come funziona una soluzione tampone

Prendiamo ad esempio una soluzione tampone formata da acido acetico e dalla sua base coniugata sotto forma di sale (acetato di sodio) presenti in quantità circa uguali.

Se a tale soluzione si aggiunge una piccola quantità di base forte (ioni OH-), il sistema tampone neutralizzerà tale aggiunta attraverso la seguente reazione: l’acido acetico andrà a reagire e consumare gli ioni OH- provenienti dall’aggiunta effettuata evitando così un aumento del pH.

CH3COOH + OH-   ↔   CH3COO- + H2O

 Se invece a tale soluzione si aggiunge una piccola quantità di acido forte (ioni H+),  il sistema tampone neutralizzerà tale aggiunta attraverso la seguente reazione: lo ione acetato (base coniugata) andrà a reagire e consumare gli ioni H+ provenienti dall’aggiunta effettuata evitando così una diminuzione del pH.

CH3COO- + H+   ↔   CH3COOH

Il sistema tampone funziona solo quando le quantità aggiunte di acido forte o di base forte sono inferiori alla concentrazione del tampone.

Sistemi tampone fisiologici I

Il pH del sangue umano, in condizioni normali, ha un valore di circa 7.4. L’aggiunta di piccole quantità di acido forte o base forte determina variazioni minime del pH sanguigno. Il sangue, come altri fluidi biologici, sono, come si dice comunemente, tamponati.

Il pH del sangue è mantenuto costante da tre sistemi tampone:

  • H2CO3/HCO3-  (acido carbonico/ione bicarbonato)
  • H2PO4-/HPO42- (ione diidrogeno fosfato/ione idrogeno fosfato)
  • proteina/proteinato (albumina, emoglobina, …)

 

Sistemi tampone fisiologici II

Tra questi tre sistemi, quello più efficace è H2CO3/HCO3-, in quanto questa sistema tampone può essere rigenerato. Ciò è dovuto al fatto che i due componenti di questo tampone sono in continuo scambio con l’esterno, in particolare  a livello dei polmoni (dove viene eliminato H2CO3 sottoforma di CO2) ed a livelle dei reni (dove viene recuperato  HCO3-).

Infatti la CO2 prodotta dal catabolismo dei tessuti periferici viene convertita in H2CO3, per poi ridiventare CO2 nei polmoni e quindi eliminata con la respirazione.

Lo ione HCO3-, invece, viene recuperato durante la filtrazione del sangue dai glomeruli renali.

Grazie a questo sistema è possibile controllare il pH del sangue attraverso compensazioni di una delle due componenti in presenza di anomalie come l’acidosi e l’alcalosi.

 

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