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ACIDI E BASI
TEORIA DI ARRHENIUS
La prima teoria sugli acidi e basi è di Arrhenius , ed è fondata sulla capacità delle sostanze di condurre la
corrente ele8rica in soluzione acquosa.
acidi – sostanze che, sciolte in acqua, liberano ioni H+
basi – sostanze che, sciolte in acqua, liberano ioni OH -
TEORIA DI BRONSTED E LOWRY
Secondo la teoria di Bronsted e Lowry invece:
acidi – molecola o ione che può donare un protone
basi – molecola o ione che può acce5are un protone
Ci deve essere sempre una reazione di trasferimento del protone affinché possano manifestarsi la proprietà
acide e basiche delle sostanze.
- Un donatore di protoni è quindi una qualsiasi specie che possiede atomi di idrogeno legaI
covalentemente (condivisione coppia atomi) ad altri protoni più ele2ronega4vi (capacità che ha un
atomo di a8rarre a sé un ele8rone), un donatore può quindi essere una molecola, un caIone (+) o
un anione (-).
- Un acce5atore di protoni è quindi una molecola o un anione che ha disponibile una coppia di
ele8roni.
Molecola neutra à H 2
S (acido) + H 2
O (base)
⇄ H 3
O+ HS
CaIone à NH4+ (acido)
+ H
2
O (base)
⇄ H 3
O + NH
3
Anione à HSO 4
(acido)
+ H
2
O
(base)
⇄ H 3
O + SO
4
Molecola neutra à NH 3 (base)
+ H
2
O
(acido)
⇄ OH
+ NH
4
Anione à O
2 -
(base)
+ H
2
(acido)
⇄ OH
+ OH
Una reazione acido-base è quindi un trasferimento protonico , quesI formano a loro volta un acido e una
base. Quando si stabilisce l’equilibrio, ogni acido , donando il proprio protone si trasforma in una base
coniugata , e ogni base , acce8ando il protone si converte in acido coniugato.
Specie chimiche che sono in grado sia di acce8are sia di donare protoni, come l’acqua, si dicono
anfiproIche.
TEORIA DI LEWIS
Si dicono acidi le specie che possono acce8are una coppia di ele8roni; si dicono basi le specie capaci di
donare una coppia di ele8roni liberi da legami
IONIZZAZIONE DELL’ACQUA
L’acqua può comportarsi sia da acido che da bas e a seconda cona la specie con cui reagisce. L’acqua pura è
un caZvo condu8ore ele8rico, questo perché sono presenI pochi ioni (enItà molecolare ele8ricamente
carica), la formazione di quesI avviene grazie allo scambio di un protone tra due molecole d’acqua
à auto protolisi o auto ionizzazione
H
2
0 + H
2
0 ⇄ H
3
(ione)
+ OH
(ione)
Se H 3
= H
, K
W
= [H+] × [OH] , questa è la costante dell’equilibrio di auto ionizzazione à prodo8o ionico
dell’acqua. A T ambiente KW = 10
- 14
IL pH
La scala del pH perme8e di esprimere la concentrazione degli ioni idrogeno presenI nelle soluzioni diluite.
]
]
ACIDI FORTI E DEBOLI
Gli acidi e le basi sono deboli o forI in base ai loro comportamenI in soluzione acquosa. Secondo Bronsted,
sono acidi for@ quelli che cedono protoni in maniera completa all’acqua à tu8e le molecole di acido forte
si trasformano in ioni.
HNO
3
+ H
2
O ⇄ H
3
O
+ NO
3
(acido completamente ionizzato)
Esistono altri acidi deZ acidi deboli , che si ionizzano limitatamente , tendono a rimanere in forma
indissociata. Per ogni acido debole in soluzione acquosa possiamo scrivere un’equazione di ionizzazione:
H A + H
2
O ⇄ H
3
O
+ A
Ka =
["
!
"
][%
"
]
["%]
= costante di ionizzazione acida
Nel caso degli _acidi poliproci_* , per ciascun idrogeno ionizzabile esiste una diversa costante, le costanI di
seconda ionizzazione K a
, sono molto più piccole delle costanI di prima ionizzazione K a
H
2
OCO
3
⇄ H
+ HCO
3
HCO
3
⇄ H
+ CO
3
2 -
REAZIONI DI NEUTRALIZZAZIONE
Una reazione di neutralizzazione è una reazione tra una soluzione acida e una soluzione basica in quanItà
stechiometricamente equivalenI (n ioni H
= n ioni OH
). Questa reazione può essere uIlizzata per
determinare la quanItà di base o di acido in una soluzione a concertazione incognita, la tecnica uIlizzata è
la Itolazione.
- la Itolazione è una tecnica di analisi quanItaIva che
serve a determinare una concentrazione incognita,
tramite aggiunte progressive di un’altra soluzione a Itolo
noto (Itolante)
Si conInua ad aggiungere Itolante fino alla neutralizzazione, il
cambiamento di colore indica il punto equivalente, dal volume di
Itolante uIlizzato possiamo risalire alla concentrazione
incognita.
CONCENTRAZIONE NORMALE
Durante una Itolazione, al punto equivalente nH+ = nOH-, ma questo non vuol dire che il numero delle
moli dell’acido sono uguali a quelle della base, per questo si usa l’equivalente chimico.
Un equivalente chimico (eq) è la quanItà di specie chimica a cui corrisponde una mole di unità reaZve, n u
Per gli acidi e le basi, l’unità reaZve è lo ione H+.
La normalità (N) di una soluzione è data dal rapporto tra il numero di eq di soluto e il volume della
soluzione:
𝒏
𝒆𝒒
(𝒆𝒒)
𝑽(𝒍)
Na × Va = Nb × Vb
