TEORIE ACIDO-BASE

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TEORIE ACIDO-BASE
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Acidi e basi sono sostanze note da molto tempo e
diverse classificazioni sono state fatte nel
corso del tempo in base alle loro proprietà. Qui
discuteremo le tre moderne teorie acido-base
nellordine in cui sono state proposte.
Teoria di Arrhenius
Arrhenius fu il primo a proporre una teoria
acido-base a partire dal comportamento di queste
sostanze in acqua.
Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua,
provoca un aumento della concentrazione degli
ioni H.
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Una base è una sostanza che, sciolta in acqua,
provoca un aumento della concentrazione degli
ioni OH-.
La neutralizzazione di HCl e NaOH si rappresenta
con lequazione ionica Na(aq) OH-(aq)
H(aq) Cl-(aq) ? Na(aq) Cl-(aq) H2O(l) o
con lequazione ionica netta OH-(aq)
H(aq) ? H2O(l) Una reazione di neutralizzazione
implica quindi la combinazione di ioni idrogeno e
idrossido per formare acqua.
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Arrhenius distinse poi gli acidi e le basi a
seconda della loro forza. Un acido forte è una
sostanza che in acqua si ionizza completamente
per dare ioni H (es. HCl) Una base forte è
una sostanza che in acqua si ionizza
completamente per dare ioni OH- (es. NaOH)
Acidi e basi deboli non sono completamente
ionizzati in soluzione ma danno luogo ad un
equilibrio
H2O
CH3COOH(aq) H(aq) CH3COO-(aq)
Acido acetico
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Teoria di Brønsted e Lowry (1923)
Le reazioni acido-base sono considerate come
reazioni di trasferimento protonico.
Un acido è una specie che dona un protone Una
base è una specie che accetta un protone
Secondo questa teoria la ionizzazione di HCl in
acqua è vista come il trasferimento di un protone
da HCl ad H2O
HCl(aq) H2O(l) ? H3O(aq) Cl-(aq)
base
acido
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Una reazione acido-base è quindi caratterizzata
da due coppie coniugate acido-base
NH3(aq) H2O(l) NH4(aq) OH-(aq)
base
acido
base
acido
1a coppia
2a coppia
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Forza relativa di acidi e basi
La forza relativa di un acido (o di una base) può
essere considerata in funzione della loro
tendenza a perdere (accettare) un protone. Gli
acidi più forti sono quelli che perdono più
facilmente i loro protoni. Analogamente le basi
più forti sono quelle che accettano un protone
più facilmente. Un acido forte è una sostanza
che in acqua è completamente ionizzatato
HCl(aq) H2O(l) ? H3O(aq) Cl-(aq)
acido
base
acido
base
La reazione è spostata completamente verso
destra, per cui lacido cloridrico è un acido
forte. Se si considera la reazione inversa,
questa avviene in piccolissima parte
(praticamente non avviene). In essa lo ione Cl-
agisce come base accettando un protone dallacido
H3O, ma è una base estremamente debole.
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HCl(aq) H2O(l) ? H3O(aq) Cl-(aq)
acido
base
acido
base
più forte
più debole
Questa reazione si può considerare anche in
funzione della forza relativa tra HCl e H3O. HCl
perde il protone più facilmente di H3O ed è
quindi un acido più forte e la reazione è
spostata verso destra.
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Se consideriamo la ionizzazione dellacido
acetico
CH3COOH(aq) H2O(l) H3O(aq) CH3COO-(aq)
acido
acido
più forte
più debole
Sperimentalmente si vede che solo l1 delle
molecole di CH3COOH sono ionizzate. Questo vuol
dire che H3O è un acido più forte di CH3COOH.
Lequilibrio è spostato verso sinistra.
CH3COO- è la base coniugata di CH3COOH. Poichè
lequilibrio è spostato verso sinistra questo
vuol dire CH3COO- è sì una base debole ma
sicuramente più forte di H2O.
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In generale in una reazione acido-base la
reazione è spostata nella direzione dal più forte
al più debole membro della coppia coniugata
acido-base.
Se consideriamo la ionizzazione dellacido
fluoridrico
HF(aq) H2O(l) H3O(aq) F-(aq)
acido
acido
più forte
più debole
Qui solo il 3 delle molecole di HF sono
ionizzate. Questo vuol dire che HF è un acido più
debole di H3O, ma è più forte di CH3COOH. F-, la
base coniugata di HF, è una base più forte di
H2O, ma più debole di CH3COO-.
Gli acidi più forti hanno le basi coniugate più
deboli, e le basi più forti hanno gli acidi
coniugati più deboli.
In base ai dati precedenti possiamo stabilire la
seguente scala di acidità HClgtH3OgtHFgtCH3COOH
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Forza degli acidi e struttura molecolare

• Abbiamo finora valutato la forza degli acidi in
  maniera empirica. Possiamo però in alcuni casi
  correlare la forza relativa di una serie di acidi
  alla loro struttura molecolare.
• La forza di un acido dipende dalla facilità con
  cui il protone H è rimosso da legame XH nella
  specie acida.
• I fattori che determinano le forze relative degli
  acidi sono principalmente due
• La polarità del legame XH
• X ?? H
• Più il legame è polarizzato (con la carica
  positiva sullidrogeno) maggiore è la polarità
  del legame.
• La forza del legame XH con cui il protone è
  legato ad X che a sua volta dipende dalle
  dimensioni dellatomo X più grande è latomo più
  debole è il legame e quindi maggiore è lacidità.

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Consideriamo una serie di acidi binari HX formati
dagli elementi del gruppo VII A, il cui ordine di
acidità è HFltHClltHBrltHI Lelettronegatività
degli elementi X diminuisce lungo il gruppo e
quindi la polarità di H-X aumenta. Nonostante
questo le dimensioni di X aumentano ed è questo
secondo fattore a prevalere. Questo vale anche
per gli idracidi formati dagli elementi del VI e
V gruppo.
Andando invece da sinistra a destra lungo un
periodo lelettronegatività aumenta mentre le
dimensioni diminuiscono, benchè di poco. In
questo caso è il fattore polarità a prevalere e
lacidità degli idracidi HnX aumenta da sinistra
a destra lungo un periodo NH3(base)ltH2OltHF
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Gli ossiacidi hanno una struttura del
tipo HOY in cui latomo Y è spesso legato ad
altri atomi di ossigeno o gruppi OH, come, ad
esempio HClO4 o H2SO4. In questo caso è solo la
polarità del legame OH a determinare lacidità e
questa aumenta con lelettronegatività di Y. Ad
esempio HIOltHBrOltHClO
Inoltre in una serie di ossiacidi di tipo
(OH)mYOn lacidità aumenta allaumentare al
numero n di atomi di ossigeno (molto
elettronegativo) legati ad Y. HClOltHClO2ltHClO3ltHC
lO4
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H2SO3ltH2SO4
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Consideriamo ora la forza relativa di un acido
poliprotico (che può perdere più di un protone) e
dei suoi anioni acidi corrispondenti. Ad esempio
H2SO4 si ionizza per dare un protone e HSO4-, che
a sua volta può ulteriormente dissociarsi per
dare un altro protone e SO42-. HSO4- è un acido
perché può donare un protone, tuttavia, a causa
della carica negativa dello ione che tende ad
attrarre il protone, la sua acidità è minore di
H2SO4 HSO4-lt H2SO4
La forza di un acido poliprotico e dei suoi
anioni diminuisce con laumentare della carica
negativa
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Teoria di Lewis
Spiega perché alcune reazioni hanno proprietà
acido-base pur non avendo idrogeni. Nella teoria
di Lewis le reazioni acido-base hanno come
protagonista la messa in condivisione di una
coppia di elettroni solitari.
Un acido di Lewis è una specie che può formare un
legame covalente accettando una coppia di
elettroni da unaltra specie. Una base di Lewis è
una specie che può formare un legame covalente
donando una coppia di elettroni ad unaltra
specie.
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Esempio
Accettore di una coppia di elettroni
Donatore di una coppia di elettroni
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Anche reazioni senza trasferimento protonico
possono essere classificate come reazioni
acido-base secondo Lewis
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Tipici acidi di Lewis sono ioni metallici con
almeno un orbitale vuoto a bassa energia, come
Ag, Al3, ecc
Tipiche basi di Lewis sono specie con un
doppietto elettronico disponibile come NH3, H2O,
O2-, ecc
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• Teoria di Arrhenius sono acide (basiche) tutte
  quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci
  di dissociarsi formando ioni H (OH-).
• Teoria di Brönsted-Lowry un acido (base) è una
  specie che ha tendenza a perdere (acquistare) un
  protone.
• Teoria di Lewis un acido (base) è una qualsiasi
  sostanza capace di accettare (donare) una coppia
  di elettroni di non-legame

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La forza degli acidi e delle basi
forza acida di un qualsiasi acido HA è data dal
valore numerico più o meno elevato della costante
di equilibrio della reazione
H3OA KH2O Ka
HA
Ka costante di dissociazione, o costante di
ionizzazione, dell'acido
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esiste una relazione tra la forza di un acido e
quella della sua base coniugata più un acido è
forte, più la sua base coniugata è debole e
viceversa
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L'autoionizzazione dell'acqua
H2O H2O H3O OH
H3OOH K H2O2
KH2O2 Kw H3OOH
prodotto ionico dell'acqua
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il pH e il pOH - Definizione
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Relazione tra pH e il pOH
2H2O ? H3O OH- Kw
Kw H3OOH-
-log Kw pKw -logH3O logOH- pH pOH
pH pOH 14.0
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Relazione tra pH e il pOH
la soluzione è neutra se il pH7 quando il pH lt
7 la soluzione è acida quando il pH gt 7 la
soluzione è basica.
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Acidi e basi poliprotici.
Specie che cedono o accettano più di un protone
sono dette poliprotiche
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Acidi e basi poliprotici.
Lacido fosforico (H3PO4) è un acido triprotico
Ka1
Ka2
Ka3
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Titolazioni acido-base

• Titolazione è una operazione il cui scopo è la
  determinazione del titolo di una soluzione.
• Consiste nellaggiungere volumi noti di una
  soluzione a concentrazione nota di un titolante
  ad un volume noto di una soluzione a
  concentrazione ignota.
• Il titolante deve reagire in modo rapido,
  completo e con stechiometria ben definita con la
  sostanza da titolare.
• Nel caso delle titolazioni acido-base, il
  titolante è costituito quindi da acidi e basi
  forti.
• La sostanza da titolare può essere una base o un
  acido qualsiasi.

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Punto equivalente

• Una titolazione termina quando gli equivalenti di
  titolante uguagliano quelli della sostanza da
  titolare
• MAVA MBVB

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Titolazioni acido - base
NaOH o HCl
Un metodo per rilevare il punto equivalente
Indicatori cromatici Curva di titolazione
pHmetrica.
Acidi o basi vari
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Gli indicatori di pH, sostanze che cambiano
colore a seconda del pH, sono a loro volta un
sistema acido base.
HInd H2O ? Ind- H3O Kind
H3OInd-
Kind
Costante acida
HInd
HInd Ind- H3O Kind
pHpKind HIndgt10Ind- H3O gt
10Kind pHltpKind 1 HIndlt0.1Ind-
H3O lt 0.1Kind pHgtpKind 1
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HInd Ind- H3O Kind
pHpKind HIndgt10Ind- H3O gt 10Kind
pHltpKind 1 HIndlt0.1Ind- H3O lt
0.1Kind pHltpKind 1
Colore dellaforma acida
Colore dellaforma basica
pKind
pH
pKind1
pKind-1
Intervallo di viraggio
L'indicatore essendo una specie acido-base
reagisce e può spostare il punto equivalente.
Deve essere molto colorato ed usato in piccola
quantità.