Post on 02-May-2015
transcript
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas
CAPITOLO
18
1
Indice
1. Acidi e basi
2. La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi
3. La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi
4. La teoria di Lewis degli acidi e delle basi
5. La ionizzazione dell’acqua
6. Il pH
7. Gli indicatori
8. Determinazione sperimentale del pH
9. La forza degli acidi e delle basi
10.Acidi monoprotici e acidi poliprotici
11.Composti anfoteri
Mappa concettuale: Gli acidi e le basi
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 2
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI1
Sono definiti acidi le sostanze che hanno in comune un sapore aspro e pungente.
Acidi e basi
UsoSostanza
Condimento dei cibi, conservante, disincrostante di calcare nelle pentole, nelle vasche ecc.
Condimento dei cibi, disincrostante di calcare
Rimuove la ruggine dai materiali ferrosi
Mite antisettico
Elimina le incrostazioni più resistenti di calcare
Rimuove la ruggine dai tessuti
ACIDI
Acido acetico (aceto)CH3COOH
Acido citrico (succo di limone e di agrumi)H3C6H5O7
Acido fosforicoH3PO4
Acido boricoH3BO3
Acido cloridrico (acido muriatico)HCl
Acido ossalicoH2C2O4
Alcuni dei piÙ comuni acidi e loro applicazioni nella vita quotidiana.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 3
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI1
Sono classificate basi le sostanze che hanno in comune un sapore amaro e sono scivolose al tatto.
Acidi e basi
UsoSostanza
Pulisce i forni, decompone tutte le sostanze (capelli, grasso, sapone) che ostruiscono gli impianti idraulici
Pulizia della casa (sgrassante)
Addolcisce l’acqua, rimuove il grasso
Mite antiacido, facilita la lievitazione delle torte, elimina impurità e antiparassitari da frutta e verdura
BASI
Idrossido di sodioNaOH
AmmoniacaNH3
Carbonato di sodioNa2CO3
Bicarbonato di sodioNaHCO3
Alcune delle piÙ comuni basi e loro applicazioni nella vita quotidiana.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas
Gli acidi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni H+ (ioni idrogeno).
4
2 La teoria di Arrhenius degli acidi e delle basi
Le basi, secondo la teoria di Arrhenius, sono sostanze che, disciolte in acqua, danno uno o più ioni OH (ioni idrossido).
HCl(g) H+(aq) + Cl−
(aq)
H2O(ℓ)
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
NaOH(s) Na+(aq) + OH−
(aq)
H2O(ℓ)
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas
La teoria di Brönsted e Lowry si fonda sull’idea che un acido possa trasferire uno ione H+ ad un’altra molecola o ione che agisce come una base:
5
3 La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi
Acido una molecola o uno ione capace di donare ioni H+ (a una base).
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Base una molecola o uno ione capace di accettare ioni H+ (da un acido).
L’acqua per il fatto che acquista uno ione H+ si comporta da base.
Si trasferisce H+
Cl
H
H – O + H
Cl −
H
H – O + +
H
base acido
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas
Si trasferisce H+
Lo ione H3O+ è detto ione idronio.
6
3 La teoria di Brönsted e Lowry degli acidi e delle basi
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
O
H
H – N + H O−
H
H – N – H + +
H H
H
H
base acido
L’acqua in questo caso si comporta da acido per il fatto che cede uno ione H+.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 7
4 La teoria di Lewisdegli acidi e delle basi
Secondo Gilbert Lewis si definisce:
Secondo la definizione data, la reazione tra un acido e una base implica la formazione di un legame covalente perché viene condivisa una coppia di elettroni:
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
acido una molecola o uno ione positivo che può accettare una coppia di elettroni;
base una molecola o uno ione negativo che può donare una coppia di elettroni.
A + B A B acido nuovo legame
base
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 8
5 La ionizzazione dell’acqua
L’equazione di ionizzazione dell’acqua rappresenta una reazione acido-base: una molecola di acqua cede un protone ad un’altra molecola di acqua per formare uno ione H3O+ (ione idronio) ed uno ione OH− (ione idrossido).
La costante di questo equilibrio prende il nome di prodotto ionico dell’acqua.
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) H3O+(aq) + HO−
(aq)
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 9
5 La ionizzazione dell’acqua
La costante è rappresentata con il simbolo Kw ed è scritta nella forma:
Pertanto Kw = 1,0 1014 a 25 °C
Kw = H+ OH−
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
H+ = 1,0 107 mol/L e OH− = 1,0 107 mol/L
L’equazione del prodotto ionico si applica a tutte le soluzioni acquose non solo all’acqua pura.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 10
5 La ionizzazione dell’acqua
Per le soluzioni si possono presentare le seguenti situazioni:
neutra H+ = 1,0 107 M
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
acida H+ 1,0 107 M
basica H+ 1,0 107 M
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 11
6 Il pH
La concentrazione degli ioni H+ di una soluzione può essere espressa con una grandezza detta pH.
pH = − log H+
Il pH di una soluzione, per definizione, è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione degli ioni idrogeno espressa in mol/L (Molarità).
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Scala di pH. Relazione tra il pH e la concentrazione degli ioni idrogeno [H+] e degli ioni [OH-] in acqua a 25 °C.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 12
6 Il pH
In base al pH, una soluzione acquosa, a 25 °C, è definita:
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
neutra se pH = 7
acida se pH 7
basica se pH 7
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 13
6 Il pH
In analogia con il pH si può definire la grandezza pOH.
pOH = − log OH−
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Il valore negativo del logaritmo di Kw a 25 °C viene indicato con pKw.
pKw = − log Kw = 14
Pertanto
pH + pOH = 14
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas
Gli indicatori sono sostanze che assumono colori differenti se vengono a contatto con una soluzione acida o basica.
14
7 Gli indicatori CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Blu di bromotimolo in ambiente acido (giallo).
Blu di bromotimolo in ambiente basico (blu).
L’indicatore assume il colore verde in acqua distillata.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas
Per determinare in modo semplice e rapido il pH di una soluzione incolore si usa la carta indicatrice di pH.
15
8 Determinazione sperimentale del pH
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Carta indicatrice con scala di pH fino a 14.
La carta indicatrice di pH è una carta impregnata di una miscela di coloranti opportunamente scelti.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 16
8 Determinazione sperimentale del pH
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Misura del pH del succo di arancia.
Misura del pH di una soluzione basica con pH-metro a stilo opportunamente calibrato.
La misura accurata del pH di una soluzione è fatta con il piaccametro (o pH-metro).
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas
pHSostanza
0
1,4
2,1
3
3,5
3,7
4,2
4,5
5
5,7-7,1
6,5
6,6
7
Acido della batteria
Succo gastrico
Succo di limone
Aceto
Vino
Succo d’arancia
Succo di pomodoro
Birra
Caffè espresso
Saliva
Latte
Acqua minerale gassata (20 °C)
Acqua distillata
Ambiente
pH di alcune soluzioni
17
8 Determinazione sperimentale del pH
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Fortemente acido
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas
pHSostanza
7
7,3-7,4
7,4-7,8
7,7
7,8
8,4
9
9,2
10
11,6
11,8
13
14
Acqua distillata
Urina umana
Sangue
Acqua minerale naturale (20 °C)
Uova
Acqua marina
Bicarbonato di sodio
Soluzione di borace
Sapone da bucato
Soluzione di carbonato di sodio
Ammoniaca per uso domestico
Soluzione 0,1 M di KOH
Soluzione sturalavabi
Ambiente
pH di alcune soluzioni
18
8 Determinazione sperimentale del pH
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Fortemente basico
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 19
9 La forza degli acidi e della basi
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Mediante misure di conducibilità elettrica è possibile distinguere un acido forte da uno debole.
La conducibilità elettrica è legata alla concentrazione degli ioni in soluzione.
Conducibilità di HCl(aq).
L’acido cloridrico, HCl, dà una luce molto intensa perché è completamente ionizzato in soluzione:
HCl + H2O H3O+ + Cl−
L’acido cloridrico è un acido forte.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 20
9 La forza degli acidi e della basi
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
L’acido acetico, CH3COOH, dà una luce di debole intensità perché quest’acido è solo parzialmente ionizzato:
Conducibilità di CH3COOH(aq).
L’acido acetico è un acido debole.
CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 21
9 La forza degli acidi e della basi
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Comportamento analogo si verifica con le basi.
L’idrossido di sodio, NaOH, in soluzione acquosa è completamente dissociato:
NaOH + H2O Na+ + OH−
L’idrossido di sodio è una base forte.
L’ammoniaca, NH3, in soluzione acquosa si ionizza solo parzialmente:
L’ammoniaca è una base debole.
NH3 + H2O NH4+ + OH−
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 22
9 La forza degli acidi e della basi
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
La forza di un acido (o di una base debole) può essere espressa dal valore della costante di ionizzazione.
Per un acido debole, come l’acido acetico, si ha:
Reazioni di trasferimento del protoneAcido debole
HONO + H2O ONO− + H3O+
HCOOH + H2O HCOO- + H3O+
C6H5COOH + H2O C6H5COO- + H3O+
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
H2S + H2O HS- + H3O+
HCN + H2O CN- + H3O+
Acido nitroso
Acido formico
Acido benzoico
Acido acetico
Acido solfidrico
Acido cianidrico
Ka
4,5 x 10-4
1,8 x 10-4
6,5 x 10-5
1,8 x 10-5
1,0 x 10-7
4,9 x 10-10
Costante di acidità di alcuni acidi deboli
L’acido più debole è quello che ha il valore più basso di Ka.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 23
9 La forza degli acidi e della basi
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Per una base debole, come l’ammoniaca, la costante di ionizzazione è data da:
La base più debole è quella che ha il valore di Kb più basso.
Reazioni di trasferimento del protoneBase debole
CO2−3 + H2O HCO−
3 + OH−
NH3 + H2O NH+4 + OH−
CH3COO− + H2O CH3COOH + OH−
C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH−
Ione carbonato
Ammoniaca
Ione acetato
Anilina
Ka
2,1 x 10-4
1,8 x 10-5
5,7 x 10-10
4,2 x 10-10
Costante di basicità di alcune basi deboli
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 24
10 Acidi monoprotici e acidi poliprotici
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Un acido è detto monoprotico quando cede uno ione H+ per ogni molecola di acido.
In acqua HCl è un acido monoprotico.
HCl + H2O H3O+ + Cl−
Sono chiamati acidi poliprotici quelli che, in soluzione acquosa, sono capaci di donare due o più protoni.
H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO42−
L’acido solforico è un acido diprotico.
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 25
11 Composti anfoteri CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
Sono dette anfotere le sostanze che possono comportarsi come un acido o come una base.
Gli idrossidi di alcuni ioni metallici sono anfoteri.
L’idrossido di alluminio, Al(OH)3, presenta questo comportamento
© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 26
Mappa concettuale: Gli acidi e le basi
ACIDI E BASI
Teorie acidi e basi Forza degli acidi e delle basi
ARRHENIUS- acidi cedono ioni H+
-basi cedono ioni OH−
Ka COSTANTE DI ACIDITÀ
misura la forza degli acidi deboli
Kb COSTANTE DI BASICITÀ
misura la forza delle basi deboli
Concentrazione degli ioni idrogenopH = − log[H+]
ACIDI E BASI FORTIsono completamente
dissociati in ioni
ACIDI E BASI DEBOLIsono parzialmente
dissociati in ioni
Indicatoresostanza che cambia di colore in presenza di una soluzione
acida o basica
CAPITOLO 18. ACIDI E BASI
BRÖNSTED E LOWRY
- acidi donatori di protoni
-basi accettori di protoni
Lewis-acidi accettori di una coppia di elettroni
- basi donatori di una coppia di elettroni
Piaccametrostrumento che misura in modo accurato il pH di
una soluzione