2. 1.
Acidi
e
basi
secondo
Arrhenius
Sono
acidi
e
basi
le
sostanze
che
sciolte
in
acqua
si
dissociano
liberando
rispe7vamente
ioni
H+
e
ioni
OH-‐
HCl
→
H+
+
Cl-‐
HNO3
→
H+
+
NO3
-‐
NaOH
→
Na+
+
OH-‐
KOH
→
K+
+
OH-‐
ACIDI
BASI
LimiD
della
teoria:
la
definizione
di
una
sostanza
come
acido
o
base
è
relaDva
al
solvente
acqua.
Non
si
può
parlare
di
acido
o
di
base
in
un
solvente
diverso
dall'acqua,
o
addiriKura
in
assenza
di
solvente.
Inoltre,
affinchè
una
sostanza
sia
acida
o
basica
essa
deve
possedere
ioni
idrogeno
(H+)
o
gruppi
ossidrile
(OH-‐);
l'ammoniaca
(NH3),
per
esempio,
si
comporta
come
una
base
ma
secondo
Arrhenius
non
può
essere
considerata
tale
perchè
non
possiede
gruppi
ossidrile.
3. 2.
Acidi
e
basi
secondo
Brønsted
e
Lowry
Una
sostanza
è
acida
se
è
in
grado
di
cedere
ioni
H+
(protoni)
ad
un’altra
sostanza
(la
quale
è
perciò
deKa
base).
Una
sostanza
è
basica
se
è
in
grado
di
acceKare
protoni
da
un’altra
sostanza
base
acido
coniugato
Secondo
Brønsted
e
Lowry,
l'acido
può
donare
il
protone
solo
in
presenza
di
una
base
che
lo
acce7.
Pertanto
non
esistono
acidi
e
basi
come
tali,
ma
solo
coppie
di
acidi
e
basi
che
in
soluzione
acquosa
danno
luogo
a
una
reazione:
la
reazione
acido-‐base.
La
reazione
tra
NH3
e
H2O
è
una
reazione
acido-‐base
in
quanto
l'acido
(acqua)
cede
un
protone
alla
base
(ammoniaca,
NH3)
formando
lo
ione
ammonio
NH4
+
e
lo
ione
ossidrile
OH-‐.
5. 3.
Acidi
e
basi
secondo
Lewis
Viene
definito
acido
una
sostanza
in
grado
di
acceKare
una
coppia
di
eleKroni,
mentre
una
base
è
una
sostanza
in
grado
di
cedere
una
coppia
di
eleKroni
non
condivisi.
La
definizione
di
acidi
e
basi
secondo
Lewis
è
quella
più
recente
e
comprende
tuKe
quelle
formulate
in
precedenza.
La
definizione
di
acido,
inoltre
si
estende
a
specie
che
non
possiedono
atomi
di
idrogeno
ionizzabili,
come
per
esempio
BF3,
AlCl3
6. In
generale
gli
acidi
di
Lewis
sono
specie
che
possiedono
almeno
un
orbitale
vuoto
a
bassa
energia,
quindi
in
grado
di
ospitare
eleKroni
Tipiche
basi
di
Lewis
sono
al
contrario
specie
con
un
doppieKo
eleKronico
disponibile
come
NH3,
H2O,
O2-‐,
ecc
8. 8
viene rappresentata in questo modo:
La tabella che segue riassume le tre principali definizioni di acido e di base.
Riassumendo:
9. La
reazione
di
autoionizzazione
dell'acqua
H2O(l) + H2O(l ) H3O+ + OH–
In
acqua
pura
ha
luogo
lequilibrio
di
autoprotolisi
(autoionizzazione)
dell’acqua
L’acqua
si
comporta
sia
da
acido
che
da
base
(anfoterismo
dell’acqua)
acido base
10. Sono
consideraD
forD
quegli
acidi
e
quelle
basi
che
in
acqua
sono
completamente
ionizzaD.
Sono
acidi
for=
quelli
che
cedono
protoni
all'acqua
in
maniera
completa;
Di
conseguenza,
le
basi
for=
sono
quelle
che
acquistano
in
maniera
completa
protoni
dall'acqua.
Dire
che
un
composto
è
completamente
ionizzato
o
dissociato
significa
affermare
che
passando
in
soluzione
tuKe
le
sue
molecole
si
trasformano
in
ioni.
Forza
di
acidi
e
basi
in
acqua
Data
l’importanza
dell’acqua
come
solvente
e
considerata
la
sua
natura
anfotera
(cioè
può
comportarsi
sia
da
acido
che
da
base),
è
uDle
disporre
di
una
scala
di
valori
per
la
forza
degli
acidi
e
delle
basi
costruita
uDlizzando
l’acqua
come
sostanza
di
riferimento:
HA
+
H2O
A-‐
+
H3O+
HCl
+
H2O
Cl-‐
+
H3O+
11. Forza
di
acidi
e
basi
in
acqua
L’acidità
della
soluzione
(e
quindi
la
forza
di
un
acido),
dovuta
alla
formazione
dello
ione
idronio
H3O+
sarà
tanto
maggiore
quanto
più
l’equilibrio
è
spostato
a
destra.
In
modo
analogo
si
stabilisce
la
forza
basica
in
acqua
per
la
base
debole
A-‐
misurando
la
sua
tendenza
ad
acquisire
ioni
H+
dall’acqua:
Gli
acidi
e
le
basi
deboli
invece,
quando
si
sciolgono
in
acqua,
si
ionizzano
solo
in
minima
parte
tendendo
a
rimanere
in
forma
indissociata.
CH3COOH
+
H2O
CH3COO-‐
+
H3O+
La
doppia
freccia
richiama
l'aKenzione
sulla
contemporanea
presenza,
in
soluzione
acquosa,
di
ioni
H3O+
e
CH3COO-‐
e
di
molecole
CH3COOH
indissociate.
12. Riassumendo:
la
forza
relaDva
di
un
acido
(o
di
una
base)
può
essere
considerata
in
funzione
della
loro
tendenza
a
perdere
(acceKare)
un
protone.
Gli
acidi
più
forD
sono
quelli
che
perdono
più
facilmente
i
loro
protoni.
Analogamente
le
basi
più
forD
sono
quelle
che
acceKano
un
protone
più
facilmente.
Un
acido
forte
è
una
sostanza
che
in
acqua
è
completamente
ionizzatato:
HCl(aq)
+
H2O(l)
→
H3O+(aq)
+
Cl-‐(aq)
la
reazione
dell’acido
cloridrico
è
spostata
completamente
verso
destra,
per
cui
l’acido
cloridrico
è
un
acido
forte.
Se
si
considera
la
reazione
inversa,
questa
avviene
in
piccolissima
parte
(praDcamente
non
avviene).
In
essa
lo
ione
Cl-‐
agisce
come
base
acceKando
un
protone
dall’acido
H3O+,
ma
è
una
base
estremamente
debole.
Forza
rela=va
di
acidi
e
basi
acido base acido base
13. HCl(aq)
+
H2O(l)
→
H3O+(aq)
+
Cl-‐(aq)
acido
base
acido
base
Questa
reazione
si
può
considerare
anche
in
funzione
della
forza
relaDva
tra
HCl
e
H3O+.
HCl
perde
il
protone
più
facilmente
di
H3O+
ed
è
quindi
un
acido
più
forte
e
la
reazione
è
spostata
verso
destra.
più
forte
più
debole
Acidi
For=
14. Se
consideriamo
la
ionizzazione
dell’acido
aceDco:
CH3COOH(aq)
+H2O(l)
H3O+(aq)
+
CH3COO-‐(aq)
Solo
l’1%
delle
molecole
di
CH3COOH
sono
ionizzate.
Questo
vuol
dire
che
H3O+
è
un
acido
più
forte
di
CH3COOH.
L’equilibrio
è
spostato
verso
sinistra.
acido
acido
più
forte
più
debole
CH3COO-‐
è
la
base
coniugata
di
CH3COOH.
Poichè
l’equilibrio
è
spostato
verso
sinistra
questo
vuol
dire
CH3COO-‐
è
sì
una
base
debole
ma
sicuramente
più
forte
di
H2O.
Acidi
Deboli
15. In
base
ai
daD
precedenD
possiamo
stabilire
la
seguente
scala
di
acidità:
HCl>H3O+>HF>CH3COOH
Se
consideriamo
la
ionizzazione
dell’acido
fluoridrico:
HF(aq)
+H2O(l)
H3O+(aq)
+
F-‐(aq)
Qui
solo
il
3%
delle
molecole
di
HF
sono
ionizzate.
Questo
vuol
dire
che
HF
è
un
acido
più
debole
di
H3O+,
ma
è
più
forte
di
CH3COOH.
F-‐,
la
base
coniugata
di
HF,
è
una
base
più
forte
di
H2O,
ma
più
debole
di
CH3COO-‐.
acido
acido
più
forte
più
debole
Gli
acidi
più
forD
hanno
le
basi
coniugate
più
deboli,
e
le
basi
più
forD
hanno
gli
acidi
coniugaD
più
deboli.
In
generale
in
una
reazione
acido-‐base
la
reazione
è
spostata
nella
direzione
dal
più
forte
al
più
debole
membro
della
coppia
coniugata
acido-‐
base.
16. In
realtà
nella
tabella
HNO3,H2SO4,HCl,
HBr,
HI
e
HClO4
sono
tu7
acidi
forD
(=completamente
dissociaD
in
acqua)
ed
è
quindi
evidente
che
per
stabilire
la
forza
relaDva
di
quesD
acidi
occorre
procedere
diversamente
da
quanto
faKo
in
precedenza.
17. Abbiamo
finora
valutato
la
forza
degli
acidi
in
maniera
empirica.
Possiamo
però
in
alcuni
casi
correlare
la
forza
relaDva
di
una
serie
di
acidi
alla
loro
struKura
molecolare.
La
forza
di
un
acido
dipende
dalla
facilità
con
cui
il
protone
H+
è
rimosso
dal
legame
X–H
nella
specie
acida.
I
faKori
che
determinano
le
forze
relaDve
degli
acidi
sono
principalmente
due:
-‐
La
polarità
del
legame
X–H:
X
⎯⎯
H
Più
il
legame
è
polarizzato
(con
la
carica
posiDva
sull’idrogeno)
maggiore
è
la
polarità
del
legame
e
maggiore
l’acidità.
-‐
La
forza
del
legame
X–H
con
cui
il
protone
è
legato
ad
X
che
a
sua
volta
dipende
dalle
dimensioni
dell’atomo
X:
più
grande
è
l’atomo
più
debole
è
il
legame
e
quindi
maggiore
è
l’acidità.
Forza
degli
acidi
e
struMura
molecolare
δ+δ-
18. Consideriamo
una
serie
di
acidi
binari
HX
formaD
dagli
elemenD
del
gruppo
17
,
il
cui
ordine
di
acidità
è
HF<HCl<HBr<HI
L’eleKronegaDvità
degli
elemenD
X
diminuisce
lungo
il
gruppo
e
quindi
la
polarità
di
H-‐X
diminuisce.
Nonostante
questo
le
dimensioni
di
X
aumentano
ed
è
questo
secondo
faKore
a
prevalere.
Andando
invece
da
sinistra
a
destra
lungo
un
periodo
l’eleKronegaDvità
aumenta
mentre
le
dimensioni
diminuiscono,
benchè
di
poco.
In
questo
caso
è
il
faKore
polarità
a
prevalere
e
l’acidità
degli
idracidi
HnX
aumenta
da
sinistra
a
destra
lungo
un
periodo:
NH3(base)<H2O<HF
19. Acidi
ossigena=
Inoltre
in
una
serie
di
ossiacidi
di
Dpo
(OH)mYOn
l’acidità
aumenta
all’aumentare
al
numero
n
di
atomi
di
ossigeno
(molto
eleKronegaDvo)
legaD
ad
Y.
H2SO3<H2SO4
< < <
20. Gli
ossiacidi
hanno
una
struKura
del
Dpo:
H–O–Y–
in
cui
l’atomo
Y
è
spesso
legato
ad
altri
atomi
di
ossigeno
o
gruppi
OH,
come,
ad
esempio
HClO4
o
H2SO4.
In
questo
caso
è
solo
la
polarità
del
legame
O–H
a
determinare
l’acidità
e
questa
aumenta
con
l’eleKronegaDvità
di
Y.
Ad
esempio:
HIO<HBrO<HClO
Acidi ossigenati
22. Consideriamo
ora
la
forza
relaDva
di
un
acido
poliproDco
(che
può
perdere
più
di
un
protone)
e
dei
suoi
anioni
acidi
corrispondenD.
Ad
esempio
H2SO4
si
ionizza
per
dare
un
protone
e
HSO4
-‐,
che
a
sua
volta
può
ulteriormente
dissociarsi
per
dare
un
altro
protone
e
SO4
2-‐.
HSO4
-‐
è
un
acido
perché
può
donare
un
protone,
tuKavia,
a
causa
della
carica
negaDva
dello
ione
che
tende
ad
aKrarre
il
protone,
la
sua
acidità
è
minore
di
H2SO4:
La
forza
di
un
acido
polipro=co
e
dei
suoi
anioni
diminuisce
con
l’aumentare
della
carica
nega=va
Acidi
Polipro=ci
HSO4
-‐<
H2SO4
H2SO4
+
H2O
H3O+
+
HSO4
-‐
H3O+
+
SO4
-‐
2
HSO4
-‐
+
H2O
24. La
forza
acida
di
un
qualsiasi
acido
HA
è
data
dal
valore
numerico
più
o
meno
elevato
della
costante
di
equilibrio
della
reazione:
[H3O+][A–]
K = ——————
[HA][H2O]
[H3O+][A–]
K·[H2O] = Ka =—————
[HA]
Ka
=costante
di
dissociazione,
o
costante
di
ionizzazione
dell'acido
HA
+
H2O
H3O+
+
A-‐
più
elevato
è
il
valore
di
Ka,
più
l'acido
è
forte,
più
tende
a
dissociarsi
più
piccolo
è
il
valore
di
Ka,
più
l'acido
è
debole,
meno
tende
a
dissociarsi
Forza
di
acidi
e
basi
in
acqua
25. esiste
una
relazione
tra
la
forza
di
un
acido
e
quella
della
sua
base
coniugata
più
un
acido
è
forte,
più
la
sua
base
coniugata
è
debole
B + H2O = HB+ + OH–
[HB+][OH–]
K·[H2O] = Kb = ——————
[B]
La
costante
di
equilibrio
Kb
viene
definita
costante
di
dissociazione,
o
costante
di
ionizzazione,
della
base
Più
elevato
è
il
valore
di
Kb,
più
la
base
è
forte
Forza
di
acidi
e
basi
in
acqua
26. [H3O+][OH–]
K = ——————
[H2O]2
K·[H2O]2 = Kw = [H3O+][OH–]
prodotto ionico dell'acqua
Kw = [H3O+][OH–] = 1.00 ×10–14a 25 °C:
H2O(l) + H2O(l ) H3O+ + OH–
Esiste
una
costante
di
equilibrio
anche
per
la
dissociazione
dell’acqua
In
acqua
pura:
[H3O+]=
[OH–]
=
1.00
×10–7
27. Conoscere
l’ammontare,
ossia
la
“concentrazione”,
di
ioni
H3O+
o
idrossido
OH-‐
contenuD
in
una
soluzione
è
estremamente
importante
perché
da
esso
dipendono
molte
proprietà
chimiche
delle
soluzioni
stesse.
28. La
concentrazione
degli
ioni
H+
e
OH-‐
vengono
valutate
come
concentrazioni
molari.
Essendo
in
soluzioni
acquose
tali
concentrazioni
sono
espresse
da
valori
molto
piccoli,
pertanto
da
un
punto
di
vista
praDco
è
conveniente
uDlizzare
un
operatore
matemaDco
che
permeKe
di
operare
con
numeri
più
semplici.
Tale
operatore
viene
definito
pH.
Si
definisce
pH
il
logaritmo
decimale
negaDvo
della
concentrazione
degli
ioni
H+:
pH
=
-‐
log[H+]
In
modo
del
tuKo
analogo
si
può
definire
il
pOH:
si
definisce
pOH
il
logaritmo
decimale
negaDvo
della
concentrazione
degli
ioni
OH-‐:
pOH
=
-‐log[OH-‐]
Il
pH
29. • se
pH
<
7
la
soluzione
viene
definita
acida
• se
pH
=
7
la
soluzione
viene
definita
neutra
• se
pH
>
7
la
soluzione
viene
definita
basica
(o
alcalina)
Kw = [H3O+][OH–] = 1.00 ×10–14
In
acqua
pura
:
pKw = pH + pOH =14.00
in
acqua
pura:
pH = pOH = 7.00
In
soluzione
acquosa:
Infa7
in
acqua
pura:
[H3O+]
=
[OH-‐]
[H3O+]
=
Kw1/2
=
(1.00
×
10-‐14)1/2
=
1.00
×
10-‐7
31. Soluzioni
basiche
Soluzioni
acide
Soluzioni
neutre
La
scala
del
pH
è
compresa
tra
0
e
14.
In
base
al
valore
del
pH
una
soluzione
può
essere:
32. SOSTANZA
pH
acido
cloridrico
1
M
0
Succo
gastrico
1,0
–
2,0
Succo
di
limone
2,4
Coca
Cola
2,5
Aceto
2,9
Succo
di
arancia
3,7
Birra
4,5
Pioggia
acida
4,5
-‐
4,8
Caffè
5,0
Tè,
pelle
sana
5,5
Acqua
deionizzata
a
25
°C
5,5
-‐
6,0
Acqua
ossigenata
6,2
LaKe
ben
conservato
6,5
-‐
6,7
Acqua
disDllata
a
25
°C
7,0
Saliva
umana
6,5
–
7,5
Sangue
7,40
-‐
7,45
Acqua
di
piscina
regolare
7,2
-‐
7,8
Acqua
di
mare
7,7
–
8,3
Saponi
alcalini
9,0
–
10,0
Ammoniaca
11,5
Varechina
12,5
Idrossido
di
sodio
1
M
14
33.
L’organismo
umano
dispone
di
alcune
sostanze
chimiche
(definite
sistemi
tampone)
che
reagiscono
tra
loro
“ammorDzzando”
i
cambiamenD
di
concentrazione
degli
ioni
H+
ed
evitando
che
il
valore
di
pH
si
modifichi.
Queste
sostanze
vengono
definiD
sistemi
tampone.
Ad
esempio,
nell’organismo
umano
i
tre
principali
sistemi
tampone
sono:
-‐
Il
sistema
del
bicarbonato.
È
quello
più
importante
(in
parDcolare
a
livello
extracellulare).
-‐
Il
sistema
delle
proteine
-‐
Il
sistema
del
fosfato.
