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)
