acidi e basi

Materie:	Riassunto
Categoria:	Chimica
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ACIDI E BASI SI SCAMBIANO PROTONI
TEORIA ACIDI E BASI
• ARRHENIUS
DEFINIZIONE:
Gli acidi sono sostanze che in acqua liberano ioni H+
Le basi sono sostanze che in acqua liberano ioni OH-
ACIDO:
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq) in acqua il cloruro di idrogeno si IONIZZA liberando ioni H+ e quindi secondo la teoria di Arrhenius è un ACIDO
BASE:
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) in acqua l’idrossido di sodio si DISSOCIA liberando ioni OH- e quindi secondo la teoria di Arrhenius è una BASE
Lo ione idrogeno H+ è un PROTONE, la sua carica è cosi concentrata che esso può combinarsi istantaneamente con una molecola d’acqua a formare lo IONE IDRONIO H3O+.
Quindi la reazione di dissociazione del HCl è:
HCl + H2O → H3O++ Cl-
Gli acidi allo stato puro sono composti covalenti, non sono ionizzati e quindi non conducono elettricità, in acqua liberano ioni idrogeno e diventano conduttori
Le basi sono formate da un metallo e da un gruppo idrossido. Sono ionici già allo stato solido e dissociati in acqua (catione metallico + OH-) conducono elettricità.
Esistono basi che non contengono gruppi OH che se sciolte in acqua fanno crescere la concentrazione di OH- perché producono ioni idrossido:
:NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Ammoniaca composto covalente
• BRÖNSTED E LOWRY
DEFINIZIONE:
Qualsiasi molecola o ione che può donare un protone è un acido,
qualsiasi molecola o ione che può accettare un protone è una base.
Ci deve essere sempre una reazione di trasferimento del protone, affinché le proprietà acide e basiche si manifestino.
ACIDO:
H2S + H2O → H3O+ + HS-
Un donatore di protoni è una qualsiasi sostanza che possiede atomi di H legati covalentemete ad altri atomi più elettronegativi.
BASE:
:NH3 + H2O → NH4+ + OH-
ACQUA è una sostanza ANFOTERE cioè si comporta da base (1° esempio) e da acido (2° esempio)
La reazione acido base può avvenire anche allo stato gassoso:
HCl(g) + :NH3(g) → NH4+Cl-
Conseguenza di questa teoria:
ACIDO + BASE → ACIDO + BASE
ACIDO che ha donato un coppia di elettroni si trasforma in una BASE CONIUGATA
BASE che ha accettato un coppia di elettroni si trasforma in un ACIDO CONIUGATO
Quindi la reazione sarà in equilibrio.
• LEWIS
DEFINIZIONE:
Si dicono acidi le sostanze (atomi, molecole o cationi) che possono accettare una coppia di elettroni
Si dicono basi le sostanze (atomi, molecole o anioni) che possono cedere una coppia di elettroni
CATIONI rendono la soluzione acida
ANIONI rendono la soluzione basica
ACIDO:
Zn++ + 2H2O → Zn(OH)2 + 2H+
BASE:
CO3- + 2H2O → H2CO3 + 2OH-
LA IONIZZAZIONE DELL’ACQUA
L’acqua pura è un elettrolita debole e quindi un cattivo conduttore di elettricità. Al suo interno sono contenuti pochissimi ioni dovuti all’autoionizzazione dell’acqua:

H2O → H++ OH-
In quanto è all’equilibrio questa reazione ha una costante che è: Keq = 1.8 x 10-16 quindi l’equilibrio spostato verso sinistra.
Il prodotto ionico dell’acqua è: Kw= 10-14
Le concentrazioni degli ioni in acqua pura sono [H+]=[OH-]=10-7 M
[H+]=[OH-] AMBIENTE NEUTRO
[H+]>[OH-] AMBIENTE ACIDO
[H+] 7
Kw= [H+] [OH-]
pKw= pH + pOH
pH + pOH = 14
Esempio:
Calcolare il pH di una soluzione con concentrazione ioni H+ 0.01 M
pH= -log(1 x 10-2)= 2 acida
1. FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI
Gli acidi e le basi sono classificati in forti e deboli in base ai comportamenti che assumono in soluzione acquosa.
Acidi forti→ acidi che in acqua si ionizzano completamente
Basi forti→basi che in acqua si dissociano completamente
Un esempio di acido debole è:
CH3COOH → H+ + CH3COO-
L’acido acetico in acqua libera pochi ioni, quindi la sua Keq è molto bassa e quindi l’equilibrio spostato a sinistra.
Un esempio di acido forte è:
HNO3 → H+ + NO3-
La soluzione di HNO3 è decisamente più acida della soluzione di acido acetico basta confrontare il pH delle due soluzioni 1 M:
HNO3 pH 0
CH3COOH pH= 2.4
Un esempio di base debole è:
:NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Un esempio di base forte è:
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)
La soluzione di NaOH(s) è decisamente più basica della soluzione di NH3 basta confrontare il pH delle due soluzioni 1 M:
NaOH pH= 14
NH3 pH= 11.6
L’equilibrio della reazione viene espresso dalla costante di ionizzazione per gli acidi e la costante di dissociazione per le basi. Più la costante è alta più l’acido o la base in acqua si ionizzano o si dissociano.

ANCHE I SALI FANNO CMBIARE IL pH
Anioni o cationi che derivano da acidi o basi forti non reagiscono con l’acqua q quindi non cambiano il pH.
Anioni o cationi che derivano da acidi o basi deboli reagiscono con l’acqua comportandosi rispettivamente da basi e da acidi.
KCN→ K+ + CN-
CN- + H2O → HCN + OH- BASICA
NH4Cl → NH4+ + Cl-e
NH4++ H2O → NH3+ H3O+ ACIDA
KCl → K+ + Cl- NO IDROLISI NEUTRA
Sale contiene un ANIONE che è la BASE CONIUGATA di un ACIDO DEBOLE→ SOLUZIONI BASICHE
Sale contiene un CATIONE che è L’ACIDO CONIUGAT di una BASE DEBOLE→ SOLUZIONI ACIDE
Fe+++ + H2O → FeOH++ + H+ (Acido per Lwis e Brosten-Lowry)
Uno ione a carica elevata e piccole dimensioni produce soluzioni la cui acidità si avvicina all’acido cloridrico, (in quanto è in grado di accettare una coppia di elettroni.)
SOLUZIONI TAMPONE
L’acqua con modeste aggiunte di acidi o di basi cambia il suo pH repentinamente:
acqua + acido solforico pH da 7 a 3
acqua + biossido di carbonio pH da 7 a 6
Per frenare questo cambiamento si preparano soluzioni TAMPONE che resistono al cambiamento del pH per moderate dosi.
Le soluzioni tampone sono formante da: ACIDO DEBOLE e la sua BASE CONGIUNTA FORTE, oppure da una BASE DEBOLE e dal suo ACIDO CONIUGATO FORTE.
I due partener della coppia devono essere in concentrazioni circa uguali
Esempio:
CH3COOH → CH3COO- + H+
• Aumento concentrazione H+ che sono assorbiti dall’acido acetico che si forma
• L’equilibrio si sposta verso sinistra
• Piccola diminuzione pH
CH3COOH → CH3COO- + H+
• Aggiungo ioni OH+ che reagiscono con gli ioni H+ a dare l’acqua
• L’equilibrio si sposta verso destra
• Piccolo aumento pH
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