Le definizioni di acido e di baseUn percorso storico

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Teoria degli acidi e delle basi

Cos’è un acido? Una sostanza corrosiva, chimicamente

molto attiva, che colora di rosso la cartina di indicatore universale, ha un sapore aspro

Cos’è una base? Una sostanza corrosiva, chimicamente

molto attiva, che colora di blu la cartina di indicatore universale, ha un sapore amaro

Possono essere considerati in chimica gli opposti Reagiscono neutralizzandosi

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Definizioni secondo Arrhenius È un acido

Una sostanza che, in acqua, libera ioni H+

È chiamato protone, idronio, idrossonio HCl, H2SO4, H3PO4, H2S, HClO4, HNO3, HNO2 ,

CH3COOH ecc. HCl H+ + Cl-

H2SO4 2H+ + SO42-

H3PO4 3H+ + PO43-

È una base Una sostanza che, in acqua, libera ioni OH-

È chiamato ossidrile NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3, ecc. NaOH Na+ + OH-

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

Al(OH)3 Al3+ + 3OH-

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Perché gli acidi e le basi…

…si dissociano in modo differente?

Cl – O – H

Na – O – H

3,0 3,5 2,1

3,5 2,10,9

1,40,5

2,6 1,4

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Limiti della teoria di Arrhenius

Gli equilibri acido-base possono avvenire anche in ambienti non acquosi

Ci sono sostanze acide e basiche che non si comportano così

Vediamo l’esempio dell’ammoniaca È una base ma non possiede un gruppo

OH da liberare NH3 + H2O NH4

+ + OH-

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Brönsted - Lowry

È un acido Una sostanza che cede ioni H+

È una base Una sostanza che accetta ioni H+

NH3 + H2O NH4+

+ OH-

Per Bronsted e Lowry esistono equilibri acido-base dove le specie partecipanti possono essere denominate coppie acido-base coniugate Sono due specie chimiche che differiscono

solo per un protone

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Coppie coniugate acido-base

NH3 + H2O NH4+ + OH-

base 1 acido 1

differiscono per un H+

acido 2 base 2

HCl + H2O H3O+ + Cl-base 1 acido 1acido 2 base 2

differiscono per un H+

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Forza delle specie coniugate

Se un acido o una base è forte la sua specie coniugata sarà una base o un acido molto debole e viceversa

NH3 + H2O(l) NH4+ + OH-

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NH

OHNHKb

NH4+ NH3 + H+

4

3

NH

HNHKa

14

3

4

4

3 100,1

wba KNH

OHNH

NH

HNHKK

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Forza relativa degli acidi

HCl + CH3COOH CH3COOH2 + + Cl-

base 1acido 1

differiscono per un H+

acido 2base 2

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Costante di dissociazione acida

HCl H+ + Cl- HCl

ClHKa

HCl + H2O H3O+ + Cl-

OHHCl

ClOHKe

2

3

ae KHCl

ClOHOHK

3

2

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Forza degli acidi e delle basi

La Ka e la Kb sono direttamente proporzionali alla forza dell’acido o della base rispettivamente

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Neutralizzazione

Le reazioni tra un acido ed una base si chiamano “neutralizzazioni” Perché si ottengono dei prodotti che non

manifestano la stessa elevata reattività dei reagenti (corrosività)

Acido + base sale + acqua HCl + NaOH Na+ + Cl- + H2O

NaCl Ca(OH)2 + 2HNO3 Ca2+ + 2NO3

- + 2H2O Ca(NO3)2 nitrato di calcio

2NaOH + H2CO3 2Na+ + CO32- + 2H2O

Na2CO3 carbonato di sodio NaOH + H2CO3 Na+ + HCO3

- + H2O NaHCO3 bicarbonato di sodio

H+ + OH- H2O

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Lewis

La teoria di Lewis si basa sullo scambio di coppie di elettroni

Acido: È una specie chimica che acquisisce

un doppietto elettronico Base:

È una specie chimica che cede un doppietto elettronico

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Considerazioni

La definizione di Lewis permette di: Definire reazioni acido-base anche le

reazioni di formazioni di complessi (formazione di legami dativi) La specie che dona elettroni si comporta

come base La specie che accetta elettroni si comporta

come acido In questo tipo di reazioni non deve

avvenire per forza lo scambio di protoni

N

H

H

H

: B

F

F

F

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Interpretiamo i “vecchi” acidi e basi

NH3 + H2O NH4+ + OH-

N

H

H

H

: H+

O

H

H :

:

H+

O-H :

::

NaOH