Lezione 16

1. Definizioni di acido e base

(Arrhenius)

2. Coppie coniugate acido-base

(Bronsted-Lowry)

3. Acidi e basi di Lewis

4. Forza di acidi e basi. Le costanti di

dissociazione acida e basica

5. La scala di pH

Svante August Arrhenius

Acidi e Basi

Definizione di Arrhenius (1887):

acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica:

Acido H+(aq) + ...Base OH-(aq) + ...

Tipici acidi di Arrhenius: HCl, HNO3, HCN,...

Tipiche basi di Arrhenius: NaOH, KOH, Ba(OH)2,…

Definizioni

Lo ione H3O+ si lega

con legami a idrogeno

ad altre molecole

d’acqua, formando

una miscela di specie

di formula generale

H(H2O)n+

La carica dello ione H+ è altamente concentrata perché lo

ione è molto piccolo. Quando un acido si scioglie in

acqua, il protone rilasciato forma uno ione idronio (H3O+)

legandosi covalentemente a una molecola d’acqua.

Neutralizzazione

Na+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) H2O (l) + 55,9 kJ/mol

K+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) H2O (l) + 55,9 kJ/mol

K+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + NO3- (aq) H2O (l) + 55,9 kJ/mol

Indipendentemente da quale acido forte e quale base forte

reagiscono - e indipendentemente da quale sale si forma - il

calore sviluppato dalla reazione è sempre lo stesso perché la

reazione effettiva (neutralizzazione) è sempre la stessa:

H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l) + 55,9 kJ/mol

Acidi e basi di Arrhenius

Insufficienza della definizione di Arrhenius:

Molte basi, come per esempio NH3 , non possono formare OH-(aq) per semplice dissociazione elettrolitica.

La reazione acido-base deve essere di tipo diverso.

Definizione di Brønsted e Lowry

(per acidi e basi in soluzioni acquose)

Acido = donatore di protoni

Base = accettore di protoni

Estrazione di un protone dall’acqua per opera

della metilammina

Trasferimento protonico in una reazione

acido-base di Brønsted-Lowry

HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O

+(aq)

acido 1 base 1 acido 2base 2

acido nitroso ione nitrito ione idrossonio

Coppie acido-base coniugati

NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)

ammoniaca

base 1 base 2acido 2 acido 1

ione ammonio ione ossidrile

La teoria di Lewis

Es. Acidi di Lewis : BF3, AlCl3, Al(OH)3, H+, Na+, SO4

– (strutture che presentano

la possibilità di ospitare doppietti elettronici)

Es. Basi di Lewis: NH3, OH-, H2O, Cl- (strutture che possiedono un “lone pair”)

Per Lewis (1875-1946), il carattere basico di una sostanza è conferito dalla

presenza di almeno un doppietto elettronico disponibile per formare un legame

dativo con un'altra specie chimica che funziona da acido

Acido = composto in grado di accettare un doppietto di elettroni per formare un legame dativo

Base = composto in grado di cedere un doppietto elettronico per formare un legame dativo

Dissociazione di acidi forti

Quando un acido forte si scioglie in acqua, esso si dissocia

completamente, producendo ioni H3O+(aq) e A

-(aq); alla fine

della reazione sono pressoché assenti le molecole di HA.

Dissociazione di acidi deboli

Quando un acido debole si scioglie in acqua, esso rimane in

prevalenza indissociato, producendo relativamente pochi ioni

H3O+(aq) e A

-(aq).

La costante di dissociazione acida Ka

Poiché le variazioni di concentrazione di H2O a seguito della

dissociazione di HA sono trascurabili, ossia [H2O] ≈ costante, si

può definire una nuova costante di equilibrio, detta costante di

dissociazione acida (o costante di ionizzazione acida) Ka:

HA (aq) + H2O(l) ⇄ A-(aq) + H3O

+(aq)

]][[

][][

2

3

OHHA

OHA -

KC

][

][][][ 3

2HA

OHAOH

-

KK aC

Ka dipende dalla temperatura e indica la posizione dell’equilibrio

della reazione: acido più forte → [H3O+] più alta → Ka maggiore

HClO2 (aq) + H2O (l) ⇄ ClO2-

(aq) + H3O+

(aq)

]HClO[

]OH[]ClO[

2

32a

-

K

N2H2 (aq) + H2O (l) ⇄ N2H3+

(aq) + OH-(aq)

]HN[

]OH[]HN[

22

32b

-

K

Costante di dissociazione acida e basica

Autoprotolisi dell’acqua

Kw(25°C) = [H3O

+] · [OH-] = 1.0·10-14

Costante di autoprotolisi dell’acqua

2 H2O(l) ⇄ H3O+

(aq) + OH-(aq)

A 25°C si ha Kw = 10-14

Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-]

Soluzione acida: [H3O+] > [OH-]

Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]

][ ][K 3

- OHOHw

Kw =Prodotto ionico dell’acqua

Soluzione neutra:

Soluzione acida:

Soluzione basica:

w3 ]OH[]OH[ K -

ww OH;OH K ][ K ][ 3 -

]OH[]OH[ 3w

- K

ww3 ]OH[;]OH[ K K -

a T = 25°C

100 10-2 10-4 10-610-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-1410-9 10-11 10-13

soluzione acida soluzione basica

soluzione

neutra

Kw

[H3O+] > [OH-] [H3O

+] < [OH-]

[H3O+]

[H3O+] > 10-7

[OH-] < 10-7

[H3O+] < 10-7

[OH-] > 10-7

[H3O+] = [OH-] = 10-7

Definizione di pH

]OH[logpH 310

- ][log 10

-- OHpOH

]OH[logpH 310

-

a T = 25°C

100 10-2 10-4 10-610-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-1410-9 10-11 10-13

soluzione acida soluzione basica

soluzione

neutra

[H3O+]

[H3O+] > 10-7

[OH-] < 10-7

pH < 7

[H3O+] < 10-7

[OH-] > 10-7

pH > 7

[H3O+] = [OH-] = 10-7

pH = 7

pH < pOH pH > pOH

]OH[logpH 310

- ]OH[logpOH 10

--

0 2 4 61 3 5 7 8 10 12 149 11 13pH

La relazione tra Ka e pKa

pKa = - Log10(Ka)