Acido/Base

Nella quotidianità, il termine "acido" identifica sostanze generalmente irritanti e corrosive, capaci diintaccare i metalli e il marmo (sviluppando rispettivamente idrogeno e anidride carbonica) e di farvirare al rosso una cartina al tornasole.

Esempi di sostanze acide sono l', l'acido muriatico e il succo di limone. Gli acidi sono generalmentedivisi in aceto e acidi deboli. Un indice della forza di un acido, funzione della sua natura e della suaconcentrazione, è il pH. Nell'ambito della chimica inorganica di base, per rimarcare la differenzatra le due tipologie di acidi inorganici (ossiacidi e idracidi) si fa spesso ricorso a schemi semplificatidel tipo:[1]

anidride + acqua → ossiacido non-metallo + idrogeno → idracido

Ovvero un ossiacido si forma facendo reagire l'anidride corrispondente con acqua (ad esempiol'anidride solforica combinandosi con acqua forma acido solforico), mentre dalla reazione chimicatra un non-metallo e idrogeno si forma l'idracido corrispondente (ad esempio l'acido fluoridrico siforma dalla combinazione del fluoro con l'idrogeno).

Nella quotidianità, il termine "base" identifica sostanze generalmente caustiche e corrosive, capacidi intaccare i tessuti organici e di far virare al blu una cartina al tornasole.Esempi di sostanze basiche sono l'ammoniaca, la soda caustica e i più comuni tipi di sapone. Unindice della forza di una base, funzione della sua natura e della sua concentrazione, è il pH. Diseguito vengono elencate le definizioni più diffuse, in ordine cronologico.

Definizione di Arrhenius

Secondo la teoria di Arrhenius, un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni H+.[2] Una base è invece una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni OH-.[2]

Definizione di Bronsted

Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è una sostanza capace di cedere ioni H+ a un'altraspecie chimica detta base.[3] [4]

La teoria di Brønsted-Lowry estende la definizione di acido a quelle sostanze di cui non è possibileo non è pratico valutare il comportamento in acqua, come di fatto succede nella definizione data daArrhenius. Introduce anche il concetto di complementarità tra acido e base, dato che l'acido non ètale se non in presenza di una controparte cui cedere il proprio ione H+.Secondo Brønsted e Lowry, quindi, anche composti che non presentano un carattere evidentementeacido nella quotidianità, come per esempio gli alcoli, possono avere un comportamento acidoquando sono in presenza di una base sufficientemente forte. Un esempio è la reazione tra metanoloe idruro di sodio, in cui il metanolo si comporta da acido, secondo la definizione di Brønsted eLowry, cedendo allo ione idruro (la base) uno ione H+

CH3OH + NaH → CH3O-Na+ + H2

Secondo questa teoria non esistono quindi acidi e basi a sé stanti, ma solo coppie di acido e baseconiugati. Una coppia acido/base coniugata è una coppia di specie chimiche che differiscono

soltanto per uno ione H+. Quando un acido cede uno ione H+ si trasforma nella sua base coniugata;quando una base acquista uno ione H+ si trasforma nel suo acido coniugato.

Qualunque reazione che comporta il trasferimento di uno ione H+ da un acido a una base è unareazione acido-base secondo Brønsted e Lowry. Un acido può, in determinate circostanze,comportarsi da base e viceversa.

Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, una base è una sostanza capace di acquisire ioni H+ daun'altra specie chimica, detta acido.[2] [3]

La teoria di Brønsted-Lowry estende la definizione di base a quelle sostanze di cui non è possibile onon è pratico valutare il comportamento in acqua, come di fatto succede nella definizione data daArrhenius. Introduce anche il concetto di complementarità tra acido e base, dato che la base non ètale se non in presenza di una controparte a cui strappare uno ione H+, e viceversa.L'ammoniaca, ad esempio, si comporta come una base secondo Brønsted e Lowry quando è scioltain acqua perché è in grado di sottrarre all'acqua uno ione H+

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Secondo questa teoria non esistono quindi acidi e basi a sé stanti, ma solo coppie di acido e baseconiugati. Una coppia acido/base coniugata è una coppia di specie chimiche che differisconosoltanto per uno ione H+. Quando un acido cede uno ione H+ si trasforma nella sua base coniugata;quando una base acquista uno ione H+ si trasforma nel suo acido coniugato.

Qualunque reazione che comporta il trasferimento di uno ione H+ da un acido a una base è unareazione acido-base secondo Brønsted e Lowry. Un acido può, in determinate circostanze,comportarsi da base e viceversa.

Definizione di Lewis

Secondo la cosiddetta teoria di Lewis, un acido è una sostanza capace di accettare un doppiettoelettronico da un'altra specie chimica capace di donarli (detta base).[5] [6]

Simile alla teoria di Brønsted-Lowry, sostituisce al trasferimento dello ione H+ il trasferimento insenso inverso di un doppietto elettronico. Secondo Lewis sono quindi acidi anche composti come ilcloruro d'alluminio e il borano, che presentano nella loro struttura un orbitale vuoto capace dialloggiare un doppietto elettronico proveniente da una molecola donatrice, la base, e legarsi quindia essa con un legame dativo. Nell'esempio qui riportato, l'ammoniaca è la base e il trifluoruro diboro è l'acido, secondo Lewis

H3N: + BF3 → H3N-BF3

Gli acidi di Lewis si comportano da reagenti elettrofili, mentre le basi di Lewis si comportano dareagenti nucleofili. La differenza tra le definizioni di "acido di Lewis" e "elettrofilo" sta nel fattoche il carattere di un acido di Lewis è legato alla termodinamica della reazione, infatti un compostosi comporta tanto più da acido di Lewis quanto più tende ad attirare a sé i doppietti elettronici (incondizioni di equilibrio), mentre il carattere elettrofilo è legato alla cinetica della reazione, infatti uncomposto si comporta tanto più da elettrofilo quanto più velocemente attira a sé i doppiettielettronici.

Secondo la teoria di Lewis, una base è una sostanza capace di donare un doppietto elettronico a un'altra specie chimica (detta acido).[4] [5]

Simile alla teoria di Brønsted-Lowry, sostituisce al trasferimento dello ione H+ il trasferimento insenso inverso di un doppietto elettronico. Secondo Lewis sono quindi basi anche composti come iltricloruro di fosforo o la piridina, che presentano nella loro struttura un doppietto elettronico noncondiviso che possono trasferire con un legame dativo a un accettore, un acido di Lewis.Nell'esempio qui riportato, l'ammoniaca è la base e il trifluoruro di boro è l'acido, secondo Lewis

H3N: + BF3 → H3N→BF3

Una reazione acido-base secondo Lewis comporta la formazione di un legame dativo tra una base diLewis (donatore) e un acido di Lewis (accettore).

Le basi di Lewis si comportano da reagenti nucleofili, mentre gli acidi di Lewis si comportano dareagenti elettrofili. La differenza tra le definizioni di "base di Lewis" e "nucleofilo" sta nel fatto cheil carattere di una base di Lewis è legato alla termodinamica della reazione, infatti un composto sicomporta tanto più da base di Lewis quanto più tende a donare i doppietti elettronici (in condizionidi equilibrio), mentre il carattere nucleofilo è legato alla cinetica della reazione, infatti un compostosi comporta tanto più da nucleofilo quanto più velocemente dona i doppietti elettronici.

Una base è forte quando è completamente dissociata, e cioè dà luogo a una ionizzazione totale. Le principali basi forti sono:

• idrossido di sodio: NaOH • idrossido di potassio: KOH • idrossido di calcio: Ca(OH)2

• idrossido di bario: Ba(OH)2

• idrossido di magnesio: Mg(OH)2.

Equilibrio di dissociazione dell'acqua

H2O +H2O <=========> OH-(aq) + H3O+

(aq)

[H3O+] [OH-]

Kc = ________________________________ ; Kw = [H3O+] [OH-] [H3O+]2

Kw = 10-14 ; [H3O+] [OH-] = 10-14 ; pKw=14; pH+pOH=pKw da cui pH=14-pOH

Scale pH

Calcolo del pH di acidi e Basi Forti

pH = - log [H3O+]

per un acido forte si considera che Ca sia circa uguale a [H3O+]quindi possiamo scrivere:

pH = - log Ca

che equivale anche a scrivere:

pH = - log [HA]

Per le basi dovrò prima calcolare il pOH e quindi trasformarlo in pH.

pOH = -log [OH-]per un base forte si considera che Cb sia circa uguale a [OH-]quindi possiamo scrivere:

pOH = - log Cb

che equivale anche a scrivere:

pH = - log [Base]

quindi; pH = 14 - POH

Calcolo approssimato del pH di acidi e basi deboli.

La Ka e la Kb ci consentono di capire se siamo di fronte ad un acido o ad una base deboli.La loro caratteristica è che non sono elettroliti forti e quindi non si dissociano completamente inacqua. Quindi dato un equilibrio acido base, non tutto l'HA si trasformerà in H3O+ e A-.Ovvero ciò avverrà solo in parte come visto negli equilibri, infatti le reazioni acido base son unesempio di reazioni all'equilibrio.

HA(aq) <=========> A-(aq) + H3O+

(aq)

[H3O+][A-]

Ka = ________________________________

[HA]

per un acido debole approssimativamente la [H3O+] è uguale a:

____________________________ /

[H3O+] = \/ Ka*Ca

Analogamente per una base debole;

BOH(aq) <=========> B+(aq) + OH-

(aq)

[OH-][B+]

Kb = ________________________________

[BOH]

____________________________ /

[OH-] = \/ Kb*Cb

Elenco di Ka e Kb

Nome Ka Nome Ka Nome Ka

Acido Arsenioso 6.60x10-

10

Acido Cianico 3.5x10-4 Acido Ipocloroso 2.95x10-8

Acido Cianidrico 4.93x10-

10

Acido Iodico 1.69x10-

1

Acido Periodico 2.30x10-2

Acido Fluoridrico 3.53x10-

4

Acido Selenico (K2) 1.20x10-

2

Acido Solforico (K2) 1.20x10-2

Acido Nitroso 4.60x10-

4

Acido Azotidrico 1.90x10-

5

Acidi Organici Monoprotici

Nome Ka Nome Ka Nome Ka

Acido Acetico 1.76x10-

5

Acido Formico 1.77x10-

4

Acido Urico 1.30x10-4

Acido Barbiturico 9.80x10-

5

Acido Lattico 8.40x10-

4

Acido Vinilacetico 4.57x10-5

Acido Bromoacetico 1.3x10-3 Acido Propionico 1.34x10-

5

Fenolo 1.28x10-

10

Acido Cloroacetico 1.40x10-

3

Acido Tereftalico 3.1x10-4 Veronal 3.70x10-8

Acido Acrilico 5.5x10-5 Acido Dicloroacetico 3.32x10-

2

Acido Tricloroacetico 2.00x10-1

Acido Benzoico 6.3x10-5 Acido Butirrico 1.5x10-5 Tiofenolo 3.2x10-7

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Acidi Inorganici Poliprotici

Nome Ka1 Ka2 Ka3

Acido Arsenico 5.62x10-3 1.70x10-7 3.95x10-12

Acido Fosforico 6.23x10-8 7.52x10-3 2.20x10-13

Acido Borico 7.30x10-10 1.80x10-13 1.60x10-14

Acido "Carbonico" 5.61x10-11 5.61x10-11 -

Acido Selenioso 3.50x10-2 5.00x10-3 -

Acido Solforoso 1.54x10-2 1.02x10-7 -

Acido Fosforoso 1.10x10-2 2.60x10-7 -

Acido m-Silicico 2.00x10-10 1.00x10-12 -

Nome Ka1 Ka2 Ka3 Ka4

Acido Pirofosforico 1.40x10-1 3.20x10-

21.71x10-6 6.20x10-

9

Acido o-Silicico 2.20x10-10 2.00x10-

121.00x10-12 1.00x10-

12

Acidi Organici Poliprotici

Nome Ka Nome Ka Nome Ka

Acido Adipico (K1) 3.71x10-

5

Acido Fumarico (K1) 9.30x10-

4

Acido Ossalico (K1) 5.90x10-2

Acido Adipico (K2) 3.87x10-

5

Acido Fumarico (K2) 3.62x10-

5

Acido Ossalico (K2) 6.40x10-5

Acido Ascorbico (K1) 7.94x10-

5

Acido Maleico (K1) 1.42x10-

2

Acido Succinico (K1) 6.89x10-5

Acido Ascorbico (K2) 1.62x10-

12

Acido Maleico (K2) 8.57x10-

7

Acido Succinico (K2) 2.47x10-6

Acido Citrico (K1) 8.40x10-

4

Acido Malonico (K1) 1.49x10-

3

Acido a-Tartarico (K1) 1.04x10-5

Acido Citrico (K2) 1.80x10-

5

Acido Malonico (K2) 2.03x10-

6

Acido a-Tartarico (K2) 4.55x10-5

Acido Citrico (K3) 4.00x10-

6

Basi Inorganiche

Nome Kb Nome Kb

Ammoniaca 1.79x10-5 Idrazina 1.70x10-6

Basi Organiche

Nome Kb Nome Kb Nome Kb

Anilina 3.82x10-

10

Colina 8.77x10-

6

a-Picolina 3.00x10-8

Caffeina 4.10x10-

14

Dietialmmina 9.60x10-

4

Piridina 1.71x10-9

Chinina (K1) 1.10x10-6 Etilammina 5.60x10-

4

Stricnina 1.00x10-6

Chinina (K2) 1.35x10-

10

Metilammina 4.38x10-

4

Teobromina 1.30x10-

14

Chinolina 6.30x10-

10

Novocaina 7.00x10-

6

Costanti di dissociazione degli acidi

Acido Formula Ka1 Ka2 Ka3

Acetico CH3COOH 1.74x10-5

Ione Ammonio NH4+ 5.70x10-10

Ione Anilinio C6H5NH3+ 2.50x10-5

Arsenico H3AsO4 5.8x10-3 1.1x10-7 3.2x10-12

Arsenioso H3AsO3 5.1x10-10

Benzoico C6H5COOH 6.28x10-5

Borico H3BO3 5.81x10-10

1-Butanoico CH3CH2CH2COOH 1.52x10-5

Carbonico H2CO3 4.44x10-7 4.69x10-11

Cianidrico HCN 6.2x10-10

Citrico HOOC(OH)C(CH2COOH)2 7.45x10-4 1.73x10-5 4.02x10-7

Cloridrico HCl Elevata

mono-Cloroacetico CH2ClCOOH 1.36x10-3

di-Cloroacetico CHCl2COOH 5.01x10-2

tri-Cloroacetico CCl3COOH 2.0x10-1

Fenolo C6H5OH 1.00x10-10

Fosforico H3PO4 7.11x10-3 6.32x10-8 4.5x10-13

Fosforoso H3PO3 3x10-2 1.62x10-7

Formico HCOOH 1.80x10-4

o-Ftalico C6H4(COOH)2 1.12x10-3 3.91x10-6

trans-Fumarico HOOCCH:CHCOOH 8.85x10-4 3.21x10-5

Glicolico HOCH2COOH 1.47x10-4

Ione Idrazinio H2NNH3+ 1.05x10-8

Idrazoico HN3 2.2x10-5

Fluoridrico HF 6.7x10-4

Solfidrico H2S 9.6x10-8 1.3x10-14

Ione Idrossilammonio HONH3+ 1.10x10-6

Ipocloroso HClO 3.0x10-8

Iodico HIO3 1.7x10-1

Lattico CH3CHOHCOOH 1.39x10-4

Maleico cis-HOOCCH:CHCOOH 1.3x10-2 5.9x10-7

Malico HOOCCHOHCH2COOH 3.48x10-4 8.00x10-6

Malonico HOOCCH2COOH 1.42x10-3 2.01x10-6

Mandelico C6H5CHOHCOOH 4.0x10-4

Ione Metilammonio CH3NH3+ 2.3x10-11

Nitrico HNO3 Elevata

Nitroso HNO2 7.1x10-4

Ossalico HOOCCOOH 5.60x10-2 5.42x10-5

Perclorico HClO4 Elevata

Periodico H5IO6 2x10-2 5x10-9

Perossido di Idrogeno H2O2 2.2x10-12

Picrico (NO2)3C6H2OH 4.3x10-1

Piperidinio C5H11NH+ 7.50x10-12

Propanoico CH3CH2COOH 1.34x10-5

Piridinio C5H5NH+ 5.90x10-6

Salicilico C6H4(OH)COOH 1.06x10-3

Sulfamico H2NSO3H 1.03x10-1

Succinico HOOCCH2CH2COOH 6.21x10-5 2.31x10-6

Solforico H2SO4 Elevata 1.02x10-2

Solforoso H2SO3 1.23x10-2 6.6x10-8

Tartarico HOOC(CHOH)2COOH 9.20x10-4 4.31x10-5

Tiocianico HSCN 0.13

Tiosolforico H2S2O3 0.3 2.5x10-2

Tricloroacetico Cl3CCOOH 3

Ione Trimetilammonio (CH3)3NH+ 1.58x10-10

Acidi e basi coniugate.

Secondo la teoria acido-base di Brønsted-Lowry, un acido coniugato è la parte acida di una coppiadi specie chimiche che si formano in conseguenza della ionizzazione di un acido (HX) in seguitoalla perdita di un idrogenione (H+). La parte basica che si forma in seguito al trasferimento (X−) èchiamata base coniugata.

In soluzioni acquose, supponendo che HX sia un acido generico e X- la sua base coniugata, lareazione chimica di equilibrio che avviene è della forma:

HX + H2O X− + H3O+

Acido + Base Base coniugata + Acido coniugato

Acido Base coniugata

HFSbF5 SbF6−

HCl Cl−

H2SO4 HSO4−

HNO3 NO3−

H3O+ H2O

HSO4− SO4

2−

H3PO4 H2PO4−

HC2H3O2 C2H3O2−

H2CO3 HCO3−

H2S HS−

H2PO4− HPO4

2−

NH4+ NH3

HCO3− CO3

2−

HPO42− PO4

3−

H2O OH−

Titolazione acido base.

L'analisi volumetrica o volumetria è una tecnica analitica che consiste nel far reagire una soluzione a titolo noto di un reagente (titolante) con un volume noto di una soluzione a titolo non noto contenente l'analita (titolando).[1] Conoscendo il volume di titolante utilizzato e la stechiometria di reazione si può risalire alla concentrazione dell'analita con semplici calcoli.

La procedura analitica prende il nome di titolazione e con questo termine si è soliti riferirsi all'analisi volumetrica in senso lato.

Questo tipo di titolazioni sono utili a verificare la concentrazione ignota di un acido o di una base,mediante la reazione di neutralizzazione che porta alla formazione di un sale più acqua. Lasoluzione da titolare può essere un acido o una base, sia debole che forte. Il monitoraggiodell'andamento della titolazione può avvenire tramite una costante misura del pH della soluzioneattraverso un apposito strumento, oppure tramite l'uso di un indicatore il cui pH di viraggio sia nellaregione del punto di equivalenza. Quando si titolano acidi forti con basi forti (o viceversa) il valoredel pH inizialmente varia molto lentamente, per poi avere un grande salto al punto di equivalenza(che ha pH=7).

Per mostrare i risultati è molto comune tracciare un grafico, che visualizzi il valore del pH sull'assey e il volume aggiunto di sostanza a concentrazione nota sull'asse x. La figura ottenuta, denominatacurva di titolazione, ha in genere una visibile porzione in cui è praticamente verticale, che indica unrapidissimo cambiamento di pH con un piccolo aumento di volume (attorno al punto diequivalenza). La curva è utile a determinare i punti di equivalenza e semi-equivalenza. Perdeterminare il primo, spesso si sfrutta il metodo delle tangenti, che consiste nel tracciare duetangenti alla curva fra loro parallele, e trovare poi la terza retta parallela a queste due e a ugualedistanza da esse: il punto in cui quest'ultima retta interseca il grafico è il punto di equivalenza, dacui si ricava poi facilmente il volume necessario al suo raggiungimento e il pH (guardando sugliassi cartesiani corrispondenti). Il punto di semi-equivalenza si trova, sull'asse delle ascisse, aesattamente la metà del valore di volume al punto di equivalenza.

Esercizi con soluzione.

http://online.scuola.zanichelli.it/esploriamolachimica/files/2010/05/Valitutti_Esploriamo_soluzioni_17.pdf