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ACIDI E BASI:
Robert Boyle nel Seicento, classificò gli acidi in base alle loro proprietà , come il sapore aspro e la capacità di reagire con il marmo e alcuni metalli. Boyle contrappose le basi, caratterizzate da sapore amaro e proprietà detergenti. L’unione di acidi e basi genera i sali. Oggi gli acidi e le basi sono ampiamente utilizzati in alimenti, farmaci, prodotti per la pulizia e industria.
ARRHENIUS:
La caratterizzazione di acidi e basi ha impegnato a lungo i chimici. Arrhenius li definì come sostanze che, disciolte in acqua, liberano rispettivamente ioni idrogeno H+ e ioni ossidrile OH —. Essendo elettroliti, si ionizzano in soluzione. Tuttavia, questa definizione è limitata, poiché esclude alcune sostanze con comportamento acido o basico e non considera che H+ in soluzione è solvatato come ione idronio H3O+.
TEORIA BRONSTED E LOWRY:
Nel 1923 Bronsted e Lowry introdussero una teoria più ampia sugli acidi e le basi, basata sul trasferimento di protoni H+. Secondo loro, un acido è una sostanza che dona protoni , mentre una base li accetta. L'acidità o la basicità dipendono quindi dalla reazione con un'altra sostanza. Ad esempio, l'acido cloridrico in acqua cede un protone all'acqua, che si comporta da base accettandolo. Le specie chimiche che si comportano da acidi cedono protoni e contengono atomi di idrogeno legati a elementi elettronegativi , mentre le basi accettano protoni grazie a coppie di elettroni disponibili. Le reazioni acido-base sono reversibili e ogni acido ha una base coniugata e viceversa. La teoria di Bronsted-Lowry amplia il concetto di acido e base, svincolandolo dall’acqua e dal gruppo OH—. Inoltre, considera l’acqua anfotera, capace di agire sia da acido che da base a seconda del reagente con cui interagisce.
TEORIA DI LEWIS:
Nel 1923 Gilbert Lewis propose una teoria ancora più ampia sugli acidi e le basi, basata sul trasferimento di coppie di elettroni. Secondo Lewis, un acido è una specie chimica che accetta coppie di elettroni, mentre una base le dona. Questo include non solo gli ioni H+, ma anche molecole neutre e cationi con orbitali vuoti, come AlCl3 e BF3. Ad esempio, l'ammoniaca NH dona una coppia di elettroni a un acido come AlCl3, formando un addotto acido-base di Lewis.
PRODOTTO IONICO ACQUA A pH:
L'acqua liquida è composta principalmente da molecole, ma presenta una lieve conducibilità elettrica dovuta alla presenza di ioni. Una piccola percentuale di molecole d'acqua si ionizza spontaneamente in ioni idronio H3O+ e ioni idrossido OH—, in un processo chiamato autoionizzazione o autoprotolisi. La costante di equilibrio associata a questa reazione porta alla definizione del prodotto ionico dell’acqua Kw , che a 25°C vale 1.0x10^-14 e varia con la temperatura. Il valore del prodotto ionico dell’acqua Kw rimane costante e non è influenzato dalle variazioni di concentrazione degli ioni o dalla presenza di altre sostanze. Se la concentrazione di H3O+ aumenta, quella di OH— deve diminuire proporzionalmente per mantenere Kw invariato. Nell'acqua pura, gli ioni idronio e idrossido sono in rapporto 1:1 , con concentrazioni uguali di 1.0x10^-7 M a 25°C, il che definisce la neutralità della soluzione.
- Soluzioni acide:^ H3O+ > 1.0x10^-7 M e OH—< 1.0x10^-7 M.
- Soluzioni basiche:^ H3O+< 1.0x10^-7 M e OH—> 1.0x10^-7 M.
- Soluzioni neutre:^ quando la concentrazione degli ioni idronio è uguale a quella degli ioni ossidrile.
Misurazione del pH:
- pH-metro: Strumento preciso che misura il pH tramite un elettrodo sensibile alla concentrazione degli ioni idronio.
- Indicatori: Sostanze organiche che cambiano colore in base al pH della soluzione. Gli indicatori agiscono in base a un equilibrio acido-base che coinvolge la forma indissociata e quella ionizzata. Quando le concentrazioni di entrambe le forme sono uguali, si osserva il punto di viraggio. Gli indicatori più comuni includono fenolftaleina e metilarancio , e ogni indicatore ha un intervallo di pH specifico in cui cambia colore. Per una misurazione più precisa, si utilizzano indicatori universali , che mostrano diverse colorazioni a seconda del pH della soluzione. Questi indicatori sono spesso disponibili in strisce per facilitare la misurazione.
FORZA DI ACIDI BASE:
Gli acidi e le basi si distinguono per il loro comportamento in soluzione acquosa , che determina la loro forza. Gli acidi forti , come l’acido solforico (H₂SO₄), l’acido nitrico (HNO₃) e l’acido cloridrico (HCl), si ionizzano completamente in acqua , cedendo un protone (H⁺) all’acqua. Ad esempio:
- HNO₃(aq) + H₂O(l) → NO₃⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
- H₂SO₄(aq) + H₂O(l) → HSO₄⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
- HCl(aq) + H₂O(l) → Cl⁻(aq) + H₃O⁺(aq) In questi casi, l'acido è forte perché l'equilibrio della reazione è spostato a destra , il che indica che il protone è facilmente ceduto all'acqua.
Gli acidi deboli , come l’acido acetico (CH₃COOH) e l’acido fluoridrico (HF), ionizzano parzialmente in acqua , formando un equilibrio tra la forma ionizzata e quella non ionizzata :
- CH₃COOH(aq) + H₂O(l) CH₃COO⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
- HF(aq) + H₂O(l) F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) Per quanto riguarda le basi , le basi forti come la soda caustica (NaOH) si ionizzano completamente in acqua , cedendo ioni
idrossido (OH⁻):
- NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq) Le basi deboli , come l'ammoniaca (NH₃), ionizzano debolmente, producendo anche un equilibrio :
- NH₃(aq) + H₂O(l) NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq) In sintesi, un acido o una base è forte quando si ionizza completamente in acqua e debole quando la sua ionizzazione è parziale. La forza di un acido o di una base misura la loro tendenza a deprotonarsi o protonarsi in soluzione acquosa. Questa forza può essere quantificata tramite le costanti di equilibrio delle reazioni di ionizzazione in acqua. Per un acido generico (HA) che ionizza in acqua, la costante di equilibrio dell'acido (Kₐ) è espressa come: Ka =[A−][H3O+] / [HA] Per una base generica (B), la costante di equilibrio basica (Kb) è:
Kb =[BH+][OH−]/[B]
Un valore alto per la costante di ionizzazione acida o basica indica che l'equilibrio è spostato verso la formazione di ioni (e quindi
Ad esempio, un acido diprotico HA dà luogo a due equilibri:
1. HA + H₂O HA⁻ + H₃O⁺** con costante di equilibrio K₁
2. HA⁻ + H₂O A²⁻ + H₃O⁺ con costante di equilibrio K₂
In questo caso, il secondo equilibrio (HA⁻) è sempre meno forte
rispetto al primo (HA).
Calcolo pH con costanti:
I sali si formano da una reazione di neutralizzazione tra acidi e basi. Quando un sale è disciolto in acqua, se contiene ioni coniugati di acidi o basi deboli, questi ioni interagiranno con le molecole d'acqua, causando un cambiamento del pH della soluzione. Questo fenomeno è chiamato idrolisi salina. Al contrario, gli ioni coniugati di acidi e basi forti non interagiscono con l’acqua e si comportano come ioni spettatori. Gli acidi coniugati deboli derivano da basi deboli , come l'ammoniaca (NH₃), che può agire come acido debole formando NH₄⁺. L'equilibrio di ionizzazione per NH₄⁺ con acqua è:
NH₄⁺ + H₂O NH₃ + H₃O⁺
La costante di ionizzazione (Kₐ) per NH₄⁺ è 1,78× 10 ⁻⁵, e tramite la relazione Kₐ • Kᵦ = 10⁻¹⁴ , si ottiene il valore di Kᵦ per NH₃ (5,62× 10 ⁻¹⁰). La costante di dissociazione acida può essere calcolata con la formula logaritmica: pKₐ = 14 - pKᵦ = 14 - 4,75 = 9, Quando NH₄⁺ si dissocia, produce H₃O⁺, quindi la soluzione avrà un pH acido a causa della formazione di ioni idronio (H₃O⁺). Una base coniugata debole deriva da un acido debole , come l'acido fluoridrico (HF). Si riconosce dalla formula dell'acido di partenza, ma con un H sostituito da una carica negativa.
Solitamente, questa base coniugata è associata a uno ione metallico che funge da ione spettatore (come Na⁺, K⁺, Li⁺). Nel caso dell'acido fluoridrico (HF), il suo equilibrio di ionizzazione con l'acqua è:
HF + H₂O F⁻ + H₃O⁺ con una costante di ionizzazione
Kₐ = 6,76 × 10 ⁻⁴. Utilizzando la relazione Kₐ • Kᵦ = 10⁻¹⁴, si ricava la costante di ionizzazione della base coniugata Kᵦ = 1,48 × 10 ⁻¹.
Quando la base coniugata F⁻ si dissocia in acqua, stabilisce un
equilibrio di idrolisi basica:
F⁻ + H₂O HF + OH⁻.
La costante di ionizzazione della base Kᵦ può essere calcolata in base alla concentrazione della specie basica in soluzione. Quando si sciolgono sali derivanti da acidi o basi deboli, il pH non sarà neutro. Se il catione è un acido coniugato debole, la soluzione avrà un pH acido, mentre se l'anione è una base coniugata debole, la soluzione sarà basica.
SOLUZIONI TAMPONE:
Le soluzioni tampone si preparano mescolando un acido debole con il suo sale solubile (che fornirà la base coniugata) o una base debole con il suo sale solubile (che fornirà l'acido coniugato). La relazione di Henderson-Hasselbalch descrive come calcolare il pH di una soluzione tampone.
TITOLAZIONE:
La titolazione è una procedura di laboratorio utilizzata per determinare le concentrazioni di soluzioni acide o basiche. Essa si basa sulla reazione di neutralizzazione acido-base tra una soluzione titolante (con concentrazione nota) e una soluzione titolata (con concentrazione sconosciuta). La titolazione permette quindi di determinare la concentrazione della soluzione sconosciuta (analita) in base al volume di titolante necessario. Al punto di equivalenza della titolazione, il numero di moli del titolante è uguale al numero di moli dell'analita (soluzione da titolare). La relazione matematica è: M titolante x V titolante= M analita x V analita Dove: -M è la molarità (concentrazione) delle soluzioni.
- V è il volume delle soluzioni. Conoscendo il volume della soluzione titolante e quello dell'analita, si può calcolare la molarità dell'analita con la formula inversa. Questo permette di determinare la molarità della soluzione sconosciuta (analita) durante una titolazione.
