Acidi e basi nella vita quotidiana - appunti

Materie:Appunti
Categoria:Chimica

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Testo

GLI ACIDI E LE BASI
ACIDI E BASI NELLA VITA QUOTIDIANA
GLI ACIDI
• Sono caratterizzati da un sapore aspro:
• aceto ==> acido acetico (CH3COOH)
• succo di limone ==> acido citrico
• yogurt ==> acido lattico
• acido cloridrico (HCl), acido nitrico (HNO3), acido solforico (H2SO4) ==> impieghi industriali
• Nel nostro organismo sono presenti degli acidi. Per esempio nello stomaco viene secreto acido cloridrico (HCl), responsabile dell'"acidità di stomaco"
• Sostanze di natura acida sono anche gli ossidi di zolfo e di azoto, che si originano nella combustione dei combustibili fossili (centrali termoelettriche e autoveicoli). Questi ossidi si diffondono nell'atmosfera, reagiscono con l'ossigeno e con l'acqua, e ricadono al suolo con le precipitazioni atmosferiche, sotto forma di soluzioni diluite di acido solforico (H2SO4) e acido nitrico (HNO3)

piogge acide, che sono pericolose per le colture e per i monumenti
• Determinano il cambiamento di colore di alcune sostanze ==> quando si aggiunge del succo di limone al tè, questo diventa più chiaro
• Fanno diventare rossa una cartina al tornasole

è un indicatore, cioè una sostanza che in soluzione acida assume una colorazione, in soluzione basica ne assume un altro
• Reagiscono con alcuni metalli, sviluppando idrogeno
s
Zn(s) + H2SO4(aq) ==> ZnSO4(aq) + H2(g)
LE BASI
• Sono caratterizzati da un sapore amaro:
• cucchiaino di bicarbonato di sodio disciolto in un bicchiere di acqua
• idrossido di ammonio (ammoniaca)
• ipoclorito di sodio (candeggina)
• idrossido di sodio o soda caustica (NaOH)
• carbonato di sodio (soda)
• idrossido di potassio (KOH)
• Nel nostro organismo sono presenti degli acidi. Per esempio il sangue è leggermente basico
• Determinano il cambiamento di colore di alcune sostanze ==> se si aggiunge dell'ammoniaca al tè, questo diventa più scuro
• Fanno diventare blu una cartina al tornasole
• Al tatto sono viscide
Mescolando quantità opportune di un acido e di una base si ottiene una miscela che non ha più né caratteristiche acide né caratteristiche basiche ==> reazione di neutralizzazione
r
acido + base ==> sale + acqua
LA DISSOCIAZIONE ELETTROLITICA (Arrhenius)
Il primo tentativo di interpretare chimicamente il comportamento degli acidi e delle basi spetta a Arrhenius, che:
• non conosceva la struttura dell'atomo
• intuì che alcune sostanze erano conduttori di corrente e altre no
o
in relazione alla conducibilità elettrica, le sostanze in soluzione acquosa possono essere distinte in:
• buoni conduttori ==> cloruro di sodio (NaCl)
• cattivi conduttori ==> acido acetico (C2H4O)
• non conduttori ==> zucchero
Secondo Arrhenius, le sostanze che conducono la corrente elettrica sono quelle che, disciolte nell'acqua, si scindono in ioni
s
• veicoli della corrente sono gli ioni:
• negativi ==> catodo ==> cationi
• positivi ==> anodo ==> anioni
• si chiamano elettroliti: una soluzione è tanto più conduttrice quanto maggiore è il numero degli ioni di elettrolita che in essa sono presenti
Gli elettroliti a loro volta sono distinti in elettroliti:
• ionici ==> sostanze che allo stato solido ci sono già dei reticoli cristallini (NaCl). Quando gli elettroliti ionici sono posti in acqua:
• gli ioni positivi attraggono le estremità negative delle molecole dell'acqua
• gli ioni negativi attraggono le estremità positive delle molecole dell'acqua
g
l'acqua non fa altro che idratare (dissociazione elettrolitica)
Na+Cl-(s) ==> Na+(aq) + Cl-(aq)
Na+OH-(s) ==> Na+(aq) + OH-(aq)

ione idrossido

• covalenti ==> sostanze che allo stato puro sono composti molecolari, che non contengono ioni; essi formano ioni solo quando entrano in contatto con l'acqua (reazione di ionizzazione)
HCl(g) + H2O(l) ==> H3O+(aq) + Cl-(aq) dal cloruro di idrogeno si è formato acido cloridrico

ossonio, risultato dalla "cattura" da parte della molecole dell'acqua dello ione H+
C'è poi un'ulteriore differenziazione, tra elettroliti:
• forti ==> in soluzione acquosa si dissociano del tutto (reazioni irreversibili). La conducibilità delle soluzioni è elevata. Esempi: NaCl, HCl, H2SO4
• deboli ==> in soluzione acquosa si dissociano solo parzialmente (reazione in equilibrio). La conducibilità è molto più bassa. Esempi sono l'acido acetico e l'ammoniaca
m
CH3COOH(l) + H2O H+(aq) + CH3COO-(aq)
NH3 + H2O NH4+(aq) + OH-(aq) ==> ione ammonio
In base ai risultati delle osservazioni sulla dissociazione elettrolitica, Arrhenius definì:
• acidi le sostanze che in soluzione acquosa si dissociano, liberando uno o più ioni idrogeno, o protoni
• basi le soluzioni che in soluzione acquosa si dissociano, liberando uno o più ioni idrossido, OH-
Esempi di acidi forti: Esempi di basi forti:
H2SO4 ==> acido solforico KOH ==> idrossido di potassio
HNO3 ==> acido nitrico Ca(OH)2 ==> diidrossido di calcio
ACIDI E BASI SECONDO LA TEORIA DI BRÖNSTED-LOWRY
• La definizione di acido e di base proposta da Arrhenius escludeva da questa categorie sostanze come CO2 e NH3.

• NH3, che non contiene gruppi OH- e quindi non può liberarli, si comporta come una base
• CO2, che non contiene atomi di idrogeno e quindi non può liberarli, si comporta come un acido
• Per includere questi tipi di sostanze, si ipotizzò che le loro proprietà acide o basiche dipendessero dalle loro reazioni con il solvente acqua
d
• NH3(g) + H2O(l) ==> NH4+(aq) (ione ammonio) + OH-(aq)
• CO2(g) + H2O(l) ==> H2CO3 (acido carbonico) ==> H+(aq) + HCO3-(aq)
• Nel 1923 Brönsted e Lowry contemporaneamente, ma separatamente, dettero una definizione nuova ad acido e base, senza legarla al tipo di solvente:
• acido ==> sostanza che cede ioni idrogeno H+ (protoni), o meglio H3O (H+ è molto piccolo, e quindi instabile)
• base ==> sostanza che accetta ioni idrogeno H+ (protoni)
NH3 + H2O NH4+ + OH-

base acido acido base
NH4+ è l'acido coniugato di NH3
OH- è la base coniugata di H2O gli acidi contengono al loro interno la base coniugata
• L'acido è forte quando ha una grande tendenza a cedere l'ossonio H3O alla base
• La base è forte quando ha una grande tendenza ad accettare l'ossonio H3O dall'acido

• A un acido forte corrisponde una base coniugata debole
• A una base forte corrisponde un acido coniugato debole
Si può scrivere la costante di equilibrio keq, che:
• nel caso di un acido, si chiama costante di acidità ka
• nel caso di una base, si chiama costante di basicità kb

[NH4+] [OH-] NH3 è una base debole
Kb = ==>
[NH3] [H2O] l'equilibrio è spostato verso sinistra (kb > 1)
)
NH3 + H2O NH4+ + OH-
[Na+] [OH-] NaOH è una base forte
Kb = ==>
[NaOH] [H2O] l'equilibrio è spostato verso destra (kb < 1)
)
NaOH + H2O Na+ + OH-
[H+] [CH3COO-] CH3COOH è una acido debole
Ka = ==>
[NaOH] [H2O] l'equilibrio è spostato verso sinistra (ka > 1)
)
CH3COOH + H2O H+ + CH3COO-
[H3O+] [Cl-] HCl è una acido forte
Ka = ==>
[HCl] [H2O] l'equilibrio è spostato verso destra (ka < 1)
)
HCl + H2O Cl- + H3O+
• Nota la ka di un acido si può ricavare la kb della base coniugata e viceversa, in base alla relazione:
Ka Kb = kw = 10-14
L'ACQUA PURA: UN ELETTROLITA DEBOLE
La reazione di dissociazione dell'acqua, che porta alla formazione di ioni idrogeno H+ e ioni idrossido OH- è una reazione di equilibrio, che si scrive correttamente così
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
Anche se spesso si preferisce usare la notazione semplificata:
H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)

L'acqua è un elettrolita molto debole; ciò significa che si dissocia poco in ioni. Quindi la forma indissociata viene considerata una costante, che corrisponde alla costante di equilibrio keq:
[H3O] [OH-]
Keq = ==> Keq [H2O]2 = [H3O] [OH-]
[H2O]2
Kw = [H3O] [OH-] = (1.8 • 10-16) • 55.5 = 10-14

prodotto ionico dell'acqua
Nella reazione di ionizzazione dell'acqua per ogni ione H+ si forma sempre uno ione OH-, quindi nell'acqua pura le concentrazioni di H+ e di OH- devono essere sempre uguali
d
[H+] = [OH-]
]
H+ = 10-7
OH- = 10-7
LA SCALA DEL pH
In base alla variazione della concentrazione di H3O+ e OH- si può stabilire se la soluzione è acida o basica:
• se sono uguali ==> soluzione neutra
• se è maggiore la concentrazione di H3O+ ==> soluzione acida
• se è maggiore la concentrazione di OH- ==> soluzione basica
b
l'acidità e la basicità si misurano utilizzando il pH
p
• logaritmo negativo di base 10 della concentrazione dello ione idrogeno (pH = -log [H+])
]
cambio di segno il valore della concentrazione degli ioni H3O+
• ha valori che vanno dallo O al 14

• pH = 7 ==> soluzione neutra ==> H3O+ = OH-
• pH < 7 ==> soluzione acida ==> più basso è il valore del pH e più acida è la soluzione
• pH > 7 ==> soluzione basica ==> più alto è il valore del pH e più basica è la soluzione
GLI INDICATORI
Si possono usare due metodi:
1) indicatori ==> una sostanza che in soluzione acida assume una colorazione, in soluzione basica ne assume un altro (cartina al tornasole)
2) piccametro ==> si immerge una sonda costituita da un elettrodo a vetro direttamente nella soluzione e si legge su una apposita scala il valore del pH

Esempio