Gli acidi e le basi

GLI ACIDI E LE BASI

GLI ACIDI

Sono caratterizzati da un sapore aspro:

aceto T acido acetico (CH₃COOH)

succo di limone T acido citrico

yogurt T acido lattico

acido cloridrico (HCl), acido nitrico (HNO₃), acido solforico (H₂SO₄) T impieghi industriali

Nel nostro organismo sono presenti degli acidi. Per esempio nello stomaco viene secreto acido cloridrico (HCl), responsabile dell''acidità di stomaco'

Sostanze di natura acida sono anche gli ossidi di zolfo e di azoto, che si originano nella combustione dei combustibili fossili (centrali termoelettriche e autoveicoli). Questi ossidi si diffondono nell'atmosfera, reagiscono con l'ossigeno e con l'acqua, e ricadono al suolo con le precipitazioni atmosferiche, sotto forma di soluzioni diluite di acido solforico (H₂SO₄) e acido nitrico (HNO₃)

piogge acide, che sono pericolose per le colture e per i monumenti

Determinano il cambiamento di colore di alcune sostanze T quando si aggiunge del succo di limone al tè, questo diventa più chiaro

Fanno diventare rossa una cartina al tornasole

è un indicatore, cioè una sostanza che in soluzione acida assume una colorazione, in soluzione basica ne assume un altro

Reagiscono con alcuni metalli, sviluppando idrogeno

Zn(s) + H₂SO₄(aq) T ZnSO₄(aq) + H₂(g)

LE BASI

Sono caratterizzati da un sapore amaro:

cucchiaino di bicarbonato di sodio disciolto in un bicchiere di acqua

idrossido di ammonio (ammoniaca)

ipoclorito di sodio (candeggina)

idrossido di sodio o soda caustica (NaOH)

carbonato di sodio (soda)

idrossido di potassio (KOH)

Nel nostro organismo sono presenti degli acidi. Per esempio il sangue è leggermente basico

Determinano il cambiamento di colore di alcune sostanze T se si aggiunge dell'ammoniaca al tè, questo diventa più scuro

Fanno diventare blu una cartina al tornasole

Al tatto sono viscide

Mescolando quantità opportune di un acido e di una base si ottiene una miscela che non ha più né caratteristiche acide né caratteristiche basiche T reazione di neutralizzazione

acido + base T sale + acqua

Il primo tentativo di interpretare chimicamente il comportamento degli acidi e delle basi spetta a Arrhenius, che:

non conosceva la struttura dell'atomo

intuì che alcune sostanze erano conduttori di corrente e altre no

in relazione alla conducibilità elettrica, le sostanze in soluzione acquosa possono essere distinte in:

buoni conduttori T cloruro di sodio (NaCl)

cattivi conduttori T acido acetico (C₂H₄O)

non conduttori T zucchero

Secondo Arrhenius, le sostanze che conducono la corrente elettrica sono quelle che, disciolte nell'acqua, si scindono in ioni

veicoli della corrente sono gli ioni

v    negativi T catodo T cationi

v    positivi T anodo T anioni

si chiamano elettroliti: una soluzione è tanto più conduttrice quanto maggiore è il numero degli ioni di elettrolita che in essa sono presenti

Gli elettroliti a loro volta sono distinti in elettroliti:

ionici T sostanze che allo stato solido ci sono già dei reticoli cristallini (NaCl). Quando gli elettroliti ionici sono posti in acqua:

gli ioni positivi attraggono le estremità negative delle molecole dell'acqua

gli ioni negativi attraggono le estremità positive delle molecole dell'acqua

l'acqua non fa altro che idratare (dissociazione elettrolitica)

Na⁺Cl^-(s) T Na⁺(aq) + Cl^-(aq)

Na⁺OH^-(s) T Na⁺(aq) + OH^-(aq)

ione idrossido

covalenti T sostanze che allo stato puro sono composti molecolari, che non contengono ioni; essi formano ioni solo quando entrano in contatto con l'acqua (reazione di ionizzazione)

HCl(g) + H₂O(l) T H₃O⁺(aq) + Cl^-(aq)        dal cloruro di idrogeno si è formato acido cloridrico

ossonio, risultato dalla 'cattura' da parte della molecole dell'acqua dello ione H+

C'è poi un'ulteriore differenziazione, tra elettroliti:

forti T in soluzione acquosa si dissociano del tutto (reazioni irreversibili). La conducibilità delle soluzioni è elevata. Esempi: NaCl, HCl, H₂SO₄

deboli T in soluzione acquosa si dissociano solo parzialmente (reazione in equilibrio). La conducibilità è molto più bassa. Esempi sono l'acido acetico e l'ammoniaca

CH₃COOH(l) + H₂O              H⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)

NH₃ + H₂O                      NH₄⁺(aq) + OH^-(aq) T ione ammonio

In base ai risultati delle osservazioni sulla dissociazione elettrolitica, Arrhenius definì:

acidi le sostanze che in soluzione acquosa si dissociano, liberando uno o più ioni idrogeno, o protoni

basi le soluzioni che in soluzione acquosa si dissociano, liberando uno o più ioni idrossido, OH^-

Esempi di acidi forti:              Esempi di basi forti:

H₂SO₄ T acido solforico        KOH T idrossido di potassio

HNO₃ T acido nitrico            Ca(OH)₂ T diidrossido di calcio

La definizione di acido e di base proposta da Arrhenius escludeva da questa categorie sostanze come CO₂ e NH₃.

NH₃, che non contiene gruppi OH- e quindi non può liberarli, si comporta come una base

CO₂, che non contiene atomi di idrogeno e quindi non può liberarli, si comporta come un acido

Per includere questi tipi di sostanze, si ipotizzò che le loro proprietà acide o basiche dipendessero dalle loro reazioni con il solvente acqua

NH₃(g) + H₂O(l) T NH₄⁺(aq) (ione ammonio) + OH^-(aq)

CO₂(g) + H₂O(l) T H₂CO₃ (acido carbonico) T H⁺(aq) + HCO₃^-(aq)

Nel 1923 Brönsted e Lowry contemporaneamente, ma separatamente, dettero una definizione nuova ad acido e base, senza legarla al tipo di solvente:

acido T sostanza che cede ioni idrogeno H+ (protoni), o meglio H3O (H+ è molto piccolo, e quindi instabile)

base T sostanza che accetta ioni idrogeno H+ (protoni)

NH₃ + H₂O                 NH₄⁺ + OH^-

base acido acido base

NH₄⁺ è l'acido coniugato di NH₃

OH^- è la base coniugata di H₂O                    gli acidi contengono al loro interno la base coniugata

L'acido è forte quando ha una grande tendenza a cedere l'ossonio H₃O alla base

La base è forte quando ha una grande tendenza ad accettare l'ossonio H₃O dall'acido

A un acido forte corrisponde una base coniugata debole

A una base forte corrisponde un acido coniugato debole

Si può scrivere la costante di equilibrio k_eq, che:

nel caso di un acido, si chiama costante di acidità k_a

nel caso di una base, si chiama costante di basicità k_b

[NH4⁺] [OH^-]                  NH₃ è una base debole

K_b =                                   T

[NH₃] [H₂O]                   l'equilibrio è spostato verso sinistra (k_b > 1)

NH₃ + H₂O                 NH₄⁺ + OH^-

[Na⁺] [OH^-]                     NaOH è una base forte

K_b =                                   T

[NaOH] [H₂O] l'equilibrio è spostato verso destra (k_b < 1)

NaOH + H₂O              Na⁺ + OH^-

[H⁺] [CH₃COO^-]                CH₃COOH è una acido debole

K_a =                                   T

[NaOH] [H₂O] l'equilibrio è spostato verso sinistra (k_a > 1)

CH₃COOH + H₂O                  H⁺ + CH₃COO^-

[H₃O⁺] [Cl^-]                    HCl è una acido forte

K_a =                                   T

[HCl] [H₂O]                    l'equilibrio è spostato verso destra (k_a < 1)

HCl + H₂O                  Cl^- + H₃O⁺

Nota la k_a di un acido si può ricavare la k_b della base coniugata e viceversa, in base alla relazione:

K_a K_b = k_w = 10^-14

La reazione di dissociazione dell'acqua, che porta alla formazione di ioni idrogeno H+ e ioni idrossido OH- è una reazione di equilibrio, che si scrive correttamente così

H₂O(l) + H₂O(l)                     H₃O⁺(aq) + OH^-(aq)

Anche se spesso si preferisce usare la notazione semplificata:

H₂O(l)             H⁺(aq) + OH^-(aq)

L'acqua è un elettrolita molto debole; ciò significa che si dissocia poco in ioni. Quindi la forma indissociata viene considerata una costante, che corrisponde alla costante di equilibrio k_eq:

[H₃O] [OH^-]

K_eq =                                  T K_eq [H₂O]² = [H₃O] [OH^-]

[H₂O]²

K_w = [H₃O] [OH^-] = (1.8

prodotto ionico dell'acqua

Nella reazione di ionizzazione dell'acqua per ogni ione H⁺ si forma sempre uno ione OH^-, quindi nell'acqua pura le concentrazioni di H⁺ e di OH^- devono essere sempre uguali

[H⁺] = [OH^-]

H+ = 10^-7

OH- = 10^-7

In base alla variazione della concentrazione di H₃O⁺ e OH^- si può stabilire se la soluzione è acida o basica:

se sono uguali T soluzione neutra

se è maggiore la concentrazione di H₃O⁺ T soluzione acida

se è maggiore la concentrazione di OH^- T soluzione basica

l'acidità e la basicità si misurano utilizzando il pH

logaritmo negativo di base 10 della concentrazione dello ione idrogeno (pH = -log [H⁺])

cambio di segno il valore della concentrazione degli ioni H₃O⁺

ha valori che vanno dallo O al 14

pH = 7 T soluzione neutra T H₃O⁺ = OH^-

pH < 7 T soluzione acida T più basso è il valore del pH e più acida è la soluzione

pH > 7 T soluzione basica T più alto è il valore del pH e più basica è la soluzione

Si possono usare due metodi:

indicatori T una sostanza che in soluzione acida assume una colorazione, in soluzione basica ne assume un altro (cartina al tornasole)

piccametro T si immerge una sonda costituita da un elettrodo a vetro direttamente nella soluzione e si legge su una apposita scala il valore del pH