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acidi e basi forti sono elettroliti forti acidi e basi deboli sono elettroliti deboli. REAZIONE ACIDO BASE—> produce un sale. REAZIONE DI NEUTRALIZZAZIONE:
- acidi e basi forti: la soluzione è neutra
- acidi e basi deboli: la soluzione non è detto che sia neutra Un donatore di protoni è un acido tanto più forte quanto più l'equilibrio è spostato verso destra, cioè quanto più è debole la sua base coniugata. Una base è a sua volta tanto più forte quanto più è debole il suo acido coniugato
La teoria^ di^ Arrhenius^ teoria^ di^ Bronsted^ e^ Lowry Cenni
sulla teoria di Lewis Reazione di autoprolisi dell'H2O La kW
Concetto di PH e Pott Costanti di dissociazione Ka e Kb
Acidi (^) forti e^ acidi^ deboli^ Acidi (^) poliprotici e basi^ poliprotiche
Forza relativa^ di un^ acido e di^ una base^ Reazioni^ acido base
Relazione tra struttura chimica^ e^ forza
degli
acidi I^ sali
comportamento acido^ o^ base^ dei^ sali^ in^ acqua costante
di idrolisi (^) Solubilità e PH
tutti icompostiorganicisono acidi o basi
5 EEtacaa HEsYaE^ iteaiaa9o'ico.siieea
ACIDOin
acqua sidissocia^ e (^) rilascia ioniidrogeno 2
inacqua siunisce amolecola 420 formando^ ioneidrossono^ Hot
trasferimento di^ un (^) protone da^ unacido^ ad^ una base^ con^ unafrecciacurva
TEORIA DI^ BRONSTED^ LOWRY^ exammoniaca^ NHS^ acidocloridrico^ Hee
b (^) L (^) p L (^) IE EeIa
canco positivamenteneutrenegativamente
connegativaneutro
coppiacoinvoltaneltrasferimentodelprotone^ CÉPIICIDABIÈENUGATA differiscono (^) x assenzapresenzadi 1 protone trasferi^ sitrasforma
Una sostanza^ è^ unacido^ Bronsted^ Lowrysolo^ se^ contiene^ unatomo di^ It^ ma
non hatutti
gli atomi^
di Hpossono esserescambiati Un It^ è^ un acido^ quando èlegato ad^ un^ atomo fortementeelettronegativo SOSTANZAANTIPATICA (^) sia accettare (^) chedonatore ex H2O
basata sulla condivisione di coppie di elettroni tra un acido e una base ACIDO:accettare di un doppietto di elettroni da un altro atomo per formare un nuovo legame (elettrofilo) Possono essene cationi o molecole neutre con un orbitale di valenza disponibile vuoto. Cationi metollici, capaci di ricevere donazione di doppietti elettronici di molecole d’acqua (idratazione, base di Lewis) o altri legami (basi di Lemis) BASE : donatore di un doppietto di elettroni ad un altro atomo per formane un nuovo legame (nucleofilo) Possono essere anioni o molecole neutre A + :B = A-B (complesso o addotto acido-base) Acido + Base formano un legame covalente di coordinazione o legame dativo La forza di un acido dipende dalla facilità con cui il protone viene rimosso. Nelle specie acide X-H, la forza dell'acido dipende dalla somma di due fattori che possono agire nella stessa direzione o in direzioni opposte: 1- dalla polarità del legame: più il legame tra X e H è polarizzato, maggiore sarà l'acidità; 2- dalla forza del legame X-H: più grande è l'atomo X e più debole è il legame con H quindi maggiore è l'acidità La forza di un ossoacido aumenta all'aumentare del numero di atomi di ossigeno presenti (aumentano le forme di risonanza della base coniugata e quindi la sua stabilita). Se, invece, consideriamo una famiglia di ossiacidi in cui resta costante il numero di atomi di ossigeno, ma varia la natura dell'atomo di non metallo, la forza dell'acido aumenta all'aumentare dell'elettronegatività del non metallo. L’acqua è considerata un solvente universale e le sue caratteristiche chimiche come solvente di acidi e basi sono fondamentali. L’acqua allo stato liquido presenta sempre una piccolissima conduttività indicando la presenza di specie cariche (derivate dall’AUTOPROTEOLISI DELL’ACQUA). TEORIA DI^ LEWIS exammoniaca^ NHS^ acidocloridrico^ Hee ACIDICARBOSSILIslide 18 VDIlezione 1
PUNTO DIEQUILIBRIO di una reazione acido base
1 Identificare i^2 acidiin equilibrio 1 a sx e 1 a dx (^2) contabelladeterminare^ acido^ fortee acido debole (^3) identificabase (^) forte l'acido debolegenera la base (^) coniugata debole e (^) l'acido debole (^) genera la baseconiugata (^) forte
4 L'acido^ fortee la base fortereagiscono perfarel'acidoe labase deboli l'EQUILIBRIO
favorisce (^) la formazionediacidideboli FORZA (^) ACIDI E (^) BASI BASEFORTE^ sesciolgono in (^) Ita e dissocianoionzzano completamenteperdare ioneoh_
BASEDEBOLE in soluzione acquosa produconoquantitàridottadi ioniOH_
ACIDOFORTE (^) reagisce si ionizzacompletamenteconHalperformareconiHot
ACIDODEBOLE^ producono quantitàdi ioniH3OTinferioreionizzazioneparziale
12 forza
REAZIONE DI AUTOPROLISIDELL'H2OE equilibrioverso^ sx L'H2O contiene^ un piccolonumero (^) n di
com'Astàdalasformento
di (^1) protoneda
unamolecola all'altra acigge I
Ibaret
Aggiungendo acido, base o sale l'equilibrio viene perturbato
- AGGIUNTA ACIDO —> aumenta la principio di le chatelier = una frazione degli ioni reagirà con gli ioni OH : provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua per formare acqua => abbassa fino a che il prodotto Kw = torna uguale a
- AGGIUNTA BASE—> aumenta la principio di le chatelier = una frazione degli ioni OH reagirà con gli ioni provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua per formare acqua => abbassa fino a che il prodotto Kw= torna uguale a Il comportamento chimico degli acidi e delle basi è strettamente legato a quello dell’acqua e alle soluzioni che questi composti possono generare. Nelle reazioni reversibili acido-base la costante di equilibrio ci permette di definire il verso della reazione; l’equilibrio sarà tanto più spostato a destra quanto maggiore sarà la tendenza dell’acido a cedere il protone e quella della base ad accettare il protone Definendo il valore delle Ka e Kb riusciamo a determinare la forza relativa di un acido o di una base in ambiente acquoso La forza di un acido o di una base è espressa quantitativamente dal valore delle costanti di dissociazione acida Ka o basica Kb. Se il numero di moli di acqua che reagisco con l’acido è trascurabile rispetto al numero di moli iniziale dell’acqua stessa (perchè l’acqua è presente in eccesso, come solvente) si può scrivere: Fra due acidi caratterizzati da valori diversi di Ka (che reagiscono nello Ka > 1 acido forte stesso solvente), l’acido più forte è quello con valore di Ka superiore. Ka < 10 acido debole Acido Forte<—Ka alto <—pKa basso pKa alto —> Ka basso —> Acido Debole Se il numero di moli di acqua che reagisco con la base è trascurabile rispetto al numero di moli iniziale dell’acqua stessa (perchè l’acqua è presente in eccesso, come solvente) si può scrivere: Fra due basi caratterizzati da valori diversi di Kb (che reagiscono nello Kb > 1 acido forte stesso solvente), l’acido più forte è quello con valore di Kb superiore. Kb < 10 acido debole Base Forte<—Kb alto <—pKb basso pKb alto —> Kb basso —> Base Debole
HOT TOH
Hsot
EHBOTTOH 10 430 HO H3OTTOH^1014 COSTANTE (^) DI DISSOCIAZIONE^ si (^) usanocostantidiequilibrio ACIDA Kou K^ H2O^
AI
D pka logo ka (^) perpraticità esponenti
negativi
bagel formeconiugateBrowsonodeboli Kb ABITOHT B
I
pkb logo Kb^ perpraticità^ esponentinegativi
formeconiugateBrlowsonodeboli
relazione fra la
forza di^ un^
acido e la sua base coniugata
KaKbeke pkw logokW^14
=>Le costanti Ka e Kb della coppia sono strettamente correlate tra di loro La forza di un acido o di una base potrebbe essere valutata anche misurando la concentrazione degli ioni H30+ e OH- e quindi del pH o del pOH delle soluzioni. A parità di concentrazione degli acidi esaminati, nella soluzione dell'acido più forte, la [H3o+] deve essere superiore a quella presente nella soluzione dell'acido più debole. Molti acidi possono cedere più di un protone. Ad ogni protone ceduto, corrisponde un equilibrio di ionizzazione, caratterizzato da una costante di equilibrio. Per un acido poliprotico, le costanti di equiibrio di lonizzazioni successive sono sempre più piccole. il valore di Ka diminuisce progressivamente co l'aumentare della carica negativa assunta dall’ idracido man mano perde uno ione H+: é sempre più difficile che un altro lone H+ si stacchi da un composto negative La conoscenza della Ka di una sostanza con carattere acido è fondamentale in medicina in quanto fornisce indicazioni sulla forma predominante del composto al pH in cui il sistema si trova, ricavando informazioni fondamentali sulle proprietà funzionali del farmaco e sul suo grado di assorbimento in determinate condizioni. Lo stesso discorso vale per le basi deboli. Se l’acido debole si trova ad un pH corrispondente a [H3O+] > Ka (quindi pH < pKa) l’equilibrio si sposterà verso sx cioè la concentrazione della forma indissociata (HA) sarà maggiore della forma dissociata (A-). Viceversa se [H3O+] < Ka (quindi pH > pKa) l’equilibrio si sposterà verso dx cioè la concentrazione della forma dissociata (A-) sarà maggiore della forma indissociata (HA). La molecola indissociata (non carica) riesce ad attraversare facilmente le membrane plasmatiche (apolari) e riesce ad esercitare la propria attività farmacologica; al contrario la molecola dissociata (carica) viene assorbita in misura molto limitata sia essa di natura acida o basica. Farmaco acido debole —> assorbito bene in ambiente acido (pH assorbito bene in ambiente basico (pOH4 si troverà invece nella forma dissociata e quindi scarsamente assorbi Kw è una costante di equilibrio e segue la legge di azione di massa, il suo valore è costane per una data temperatura anche quando [H3O+] ≠ [OH-] —> una variazione della concentrazione di [H3O+] determina una variazione inversa della concentrazione di [OH-] tale che il loro rapporto rimanga sempre uguale a 10- ACIDI POLIPROTICI^ E (^) BASI POLIPROTICHE monoproticidiprotici e (^) triprotici aseconda (^) del (^) n diprotonicheciascuno (^) puòcedere
ACIDI E BASIDEBOLI in medicina
aspirina acidodebole CONCETTO (^) DI (^) pH e pott pottesprime la^ concentrazione^ di^ 0H^ POH (^) log OH^ lapse è Il prodottoionicodell'H2O^ èkW 1 10 (^14) THITOH (^14) pH POH conoscendo (^) il (^) pHdi unasoluzione (^) sipuòfacilmentecalcolare (^) il suopost
pH^14 POH^ a^ POH^14 pH
I SALI^ COMPORTAMENTO^ ACIDO^ O BASICO^ DEI^ SALI IN^ H2O
