Acidi e basi

Materie:Appunti
Categoria:Chimica

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Testo

Acidi e basi
Classi di composti chimici che presentano proprietà opposte. Gli acidi hanno sapore aspro, conferiscono colorazione rossa alla tintura di tornasole e spesso reagiscono con i metalli liberando idrogeno gassoso; le basi hanno sapore amaro, conferiscono al tornasole colorazione blu e sono viscide al tatto. Mescolando soluzioni acquose di un acido e di una base, si sviluppa una reazione detta di neutralizzazione, che ha la caratteristica di procedere rapidamente e di produrre un sale. L'acido solforico e l'idrossido di sodio NaOH, ad esempio, producono acqua e solfato di sodio secondo la reazione:
H2SO4+ 2NaOHÁ2H2O + Na2SO4
Prime teorie
Il primo passo verso la comprensione delle proprietà di acidi e basi fu compiuto intorno al 1834 dal fisico inglese Michael Faraday, con la scoperta della loro proprietà di essere elettroliti, sostanze che, sciolte in acqua, generano una soluzione contenente particelle cariche (vedi Ioni), permettendo la conduzione di corrente elettrica. Nel 1887 il chimico svedese Svante Arrhenius (e in seguito il chimico tedesco Wilhelm Ostwald) propose un criterio di classificazione per acidi e basi: in base a tale metodo si definisce acido un composto che, in soluzione acquosa, determina una concentrazione di ioni idrogeno (protoni) maggiore di quella che si riscontra in acqua pura, e basico un composto che, nelle medesime condizioni, determina un aumento di concentrazione di ioni idrossido OH-.
La teoria di Arrhenius, per quanto di grande semplicità e chiarezza, limitava però la definizione a specie contenenti rispettivamente idrogeno e ossidrili, e poteva essere applicata solo a soluzioni acquose.
Teoria di Brønsted-Lowry
Nel 1923 il chimico danese Johannes Brønsted e, indipendentemente, il chimico britannico Thomas Lowry proposero una nuova teoria che estendeva la classificazione di Arrhenius a soluzioni non acquose; essi definirono acide le sostanze con tendenza a donare protoni (ioni idrogeno H+) e basiche quelle con tendenza ad acquistarli.
Secondo la definizione di Brønsted-Lowry, un acido si trasforma nella corrispondente base cedendo un protone; analogamente una base che acquista un protone si trasforma nell'acido coniugato. Si definisce "forte" un acido che dona velocemente tutti i protoni a una base, cosicché un acido è tanto più forte quanto più è debole la sua base coniugata. Alla luce di quanto detto, si consideri la reazione di equilibrio fra un generico acido (1) e una generica base (2):
Acido (1) + Base (2)ÁAcido (2) + Base (1)

La reazione effettiva procede prevalentemente nella direzione che porta alla formazione dell'acido e della base più deboli; ad esempio la reazione di HCl in ambiente acquoso

HCl + H2OÁH3O+ + Cl-

procede prevalentemente da sinistra a destra (equilibrio spostato verso destra), perché, mentre l'acido cloridrico è forte, gli ioni Cl- e H3O+ (acido coniugato di H2O) costituiscono rispettivamente una base e un acido deboli.
Al contrario nella reazione

HF + H2OÁH3O+ + F-

l'equilibrio è spostato verso sinistra perché H2O è una base più debole rispetto a F-, e HF è un acido più debole (in acqua) di H3O+. La teoria Brønsted-Lowry fornisce una spiegazione del comportamento anfotero dell'acqua: essa è una base in presenza di un acido più forte (ad esempio HCl) che ha quindi maggior tendenza a dissociarsi, e un acido nella reazione con una base più forte (ad esempio l'ammoniaca). Così si ha
HCl + H2OÁH3O+ + Cl-

NH3+ H2OÁNH4+ + OH-
Misura della forza di un acido e di una base
La forza di un acido o di una base può essere valutata attraverso la misura della concentrazione degli ioni H3O+ e OH-, che saranno stati prodotti in soluzioni acquose rispettivamente acide o basiche per cessione o sottrazione di protoni. Sulla base di questo criterio, sono state messe a punto due scale, note come pH e pOH, i cui valori corrispondono rispettivamente al logaritmo, cambiato di segno, della concentrazione dello ione ossonio e dello ione idrossido in soluzione acquosa:

pH = -log [H3O+]

pOH = -log [OH-]
All'acqua pura corrisponde pH uguale a 7,0; l'aggiunta di un acido produce un aumento della concentrazione dello ione ossonio [H3O+] e una conseguente riduzione del valore del pH che fornisce una misura della forza dell'acido in analisi.
La formulazione più recente della teoria di acidi e basi, dovuta a Gilbert Newton Lewis, definisce gli acidi come sostanze capaci di "accettare" e le basi come capaci di "donare" una coppia di elettroni per formare un legame covalente. Questo schema interpretativo ha il vantaggio di mantenere validità anche in presenza di solventi diversi dall'acqua, e non implica la formazione di sali o di coppie coniugate acido-base nelle reazioni di neutralizzazione. Secondo l'esposizione di Lewis, l'ammoniaca è classificata come base poiché può donare un doppietto elettronico al trifluoroborano (classificato perciò come acido) per formare un addotto acido-base:

H3N: + BF3ÁH3N-BF3

Esempio



  



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