In questo corso imparerai che cos'è Il pH secondo le teorie di Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis, come distinguere Acidi e Basi forti e deboli, che cos'è l'autoprotolisi dell’acqua e come distinguere elettroliti forti e deboli.

Inoltre ti spiegherò come funzionano le soluzioni tampone e come utilizzare l'equazione di Handerson-Hasselbach – Teoria + Esercizi svolti

Ti mostro sinteticamente cosa contiene questo PACCHETTO:

1) 8 LEZIONI DI TEORIA sull’argomento trattato + 1 di ripasso

2) 1 MAPPA PDF che puoi utilizzare per ripassare per il tuo esame o verifica

Acidi e basi

Teoria di Arrhenius

Una delle prime teorie sugli acidi e le basi fu formulata nel 1884 dal chimico svedese Svante Arrhenius.

Secondo tale teoria:

– acidi sono sostanze che il soluzione acquosa liberano ioni H+ (ioni idrogeno);

– basi sono sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni OH- (ioni idrossido o ioni ossidrile)

Quindi, secondo la teoria di Arrhenius, sono acidi HCl, HNO3, CH3COOH, dato che, in acqua si dissociano nei seguenti modi:

HCl → H+ + Cl-

HNO3 → H+ + NO3-

CH3COOH → CH3COO- + H+

e sono basi, per esempio NaOH e KOH dato che, in acqua, si dissociano nei modi seguenti:

NaOH → Na+ + OH-

KOH → K+ + OH-

Limiti della teoria di Arrhenius

Alla teoria di Arrhenius si possono però muovere degli appunti: l’attribuzione di una sostanza alla categoria degli acidi, o delle basi, è subordinata al fatto di usare come solvente l’acqua. Non si può parlare di acido o di base in un solvente diverso dall’acqua, o addirittura in assenza di solvente. Condizione necessaria affinché una sostanza possa essere definita acida (o basica) è che essa possieda atomi di idrogeno (o gruppi ossidrile). L’ammoniaca(NH3), per esempio, si comporta come una base, però, secondo Arrhenius, non può essere considerata tale perché non possiede gruppi ossidrile. La teoria di Arrhenius sugli acidi e le basi, anche se di grande importanza per le soluzioni acquose, si rilevò carente quando si volle dare una definizione generalizzata di questi composti. D’altra parte, tale teoria già considerava scarsamente il fatto che esistono sostanze prive nella loro formula di H+ e OH- e che tuttavia, quando vengono sciolte in acqua, danno reazione acida o basica. Questa caratteristica fu spiegata pensando che esse dovevano reagire con l’acqua provocando la liberazione di ioni H+ o OH-provenienti da quest’ultima.

Teoria di Bronsted e Lowry

Lo scienziato danese J. N. Bronsted e l’inglese T. M. Lowry nel 1923, indipendentemente l’uno dall’altro, proposero una teoria sul comportamento degli acidi e delle basi, che teneva conto del traferimento dei protoni H+. Essi definirono:

• acido una sostanza capace di cedere ioni H+ (protoni)

• base una sostanza capace di acquistare ioni H+ (protoni)

Secondo la teoria di Bronsted e Lowry, l’acido può donare il protone solo in presenza di una base che lo accetti. Pertanto non esistono acidi e basi come tali, ma solo coppie di acidi e basi che in soluzione acquosa danno luogo a una reazione: la reazione acido-base. La reazione tra NH3 e H2O è una reazione acido-base in quanto l’acido (acqua) cede un protone alla base (ammoniaca, NH3) formando lo ione ammonio NH4+ e lo ione ossidrile OH-. Se, però, prendiamo in considerazione la reazione inversa: ne deduciamo che in questo caso è lo ione ammonio NH4+ che si comporta da acido in quanto cede un protone H+ allo ione OH-che si comporta invece da base. Pertanto, la reazione acido-base è una reazione di equilibrio che può essere così rappresentata: Il primo membro dell’equazione contiene una specie che si comporta da base (NH3) e una che si comporta da acido (acqua), mentre il secondo membro contiene l’acido e la base che si sono formati e che vengono denominati rispettivamente acido coniugato (NH4+) e base coniugata (OH-). Pertanto: NH4+ è l’acido coniugato della base NH3 mentre: OH- è la base coniugata dell’acido H2O Generalizzando, se si indica con :B una generica base e con HA un generico acido, l’equilibrio della reazione acido-base può essere così schematizzato: dove: BH+ è l’acido coniugato della base :B mentre: :A- è la base coniugata dell’acido HA La teoria di Lewis, proposta nel 1923 dal chimico americano G. Lewis, rappresenta una ulteriore estensione del concetto di acido-base rispetto alla teoria di Bronsted-Lowry.

Teoria di Lewis

Secondo la teoria di Lewis si definisce: – acido qualsiasi sostanza in grado di accettare una coppia di elettroni – base qualsiasi sostanza in grado di cedere una coppia di elettroni La reazione tra una base di Lewis (:B) e un acido di Lewis (A) forma un addotto o complesso (B:A) ovvero:

La reazione tra un acido e una base di Lewis viene rappresentata con frecce curve che partono dal doppietto elettronico della base e giungono all’orbitale vuoto dell’acido.

Forza degli acidi e delle basi

La forza degli acidi e delle basi è definita dal grado di dissociazione. Un acido o una base è forte quando in soluzione acquosa può considerarsi completamente dissociato in ioni. Un acido o una base è debole quando la sua dissociazione è parziale, perché si stabilisce un equilibrio dinamico tra la parte dissociata e la parte indissociata: HA + H2O ↔ A– + H3O+ acido base coniugata

Basi forti e basi deboli

Le basi forti sono: A. tutti gli idrossidi; B. composti solubili contenenti ioni ossido. Sono basi deboli composti aventi un atomo di azoto con una coppia di elettroni non impegnata in legami, come ammoniaca e le ammine (composti organici di formula RNH2).

Acidi forti ed acidi deboli

Due esempi di acidi forti da ricordare assolutamente sono: a. gli acidi alogenidrici (tranne HF); b. gli ossiacidi in cui il numero di atomi di ossigeno supera di due o più il numero di protoni ionizzabili, ad es. acido nitrico, acido solforico ed acido perclorico. L’acido debole più importante da ricordare è l’acido acetico.

pH

L’acidità, la neutralità, la basicità di una soluzione acquosa vengono espresse per comodità di calcolo in termini di pH, ossia del logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione molare degli ioni H3O+: pH = -log [H3O+] cioè [H3O+] = 10-pH L’insieme dei valori di pH compresi normalmente tra 0 e 14 costituisce la scala del pH. Le condizioni di acidità, neutralità, basicità di una soluzione, tradotte in termini di pH, diventano:

• se pH < 7 la soluzione è acida;

• se pH = 7 la soluzione è neutra;

• se pH > 7 la soluzione è basica.

  
  

In modo analogo al pH si può definire il pOH, che è il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni idrossido OH–:

pOH = -log [OH–]

Il prodotto ionico dell’acqua può quindi essere espresso anche come logaritmo pKw, mediante la relazione:

pKw = pH + pOH = 14

La scala del pH

La concentrazione molare di H+ in una soluzione acquosa è di solito molto bassa.

Pertanto, [H+] è espressa in termini di pH. Il ph è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di H+

pH = -log [H+]

Il pOH

In acqua pura a 25°C pH = -log(1,0 x 10-7) = – [log(1,0) + log (10-7)] = – [0,00 + (-7)] = 7,00 Analogamente, il pOH di una soluzione è l’opposto del logaritmo in base 10 della concentrazione degli ioni OH– pOH = – log10[OH–]

Applicando il calcolo logaritmico all’intera equazione della Kw, [H3O+] [OH–] = 1,0 x 10-14 si ottiene ancora che:

pH + pOH = 14

Indicatori di pH

Gli indicatori di pH, sono sostanze organiche che hanno la proprietà di assumere colori diversi in funzione del pH della soluzione in cui sono disciolti in quantità piccolissime. Tale fenomeno è dovuto alla loro proprietà di acido (o base) debole, le cui forme coniugate hanno colore diverso.

L’occhio umano è capace di apprezzare la colorazione netta dell’una o dell’altra forma, corrispondente a 2 unità di pH. Indicatori di uso comune sono l’arancio di metile, il tornasole, la fenolftaleina ed altri il cui campo di viraggio è riportato nella Tabella successiva Gli indicatori sono usati nelle reazioni di titolazione di acidi e di basi.

Elettroliti

Sono elettoliti tutte le sostanze che, disciolte in acqua, si dissociano in maniera più o meno elevata, in ioni di carica opposta. Sono elettroliti forti tutti i sali (ad eccezione di pochi sali del Cd), alcuni acidi e alcune basi (indicati come acidi forti e basi forti); gli elettroliti deboli sono soltanto acidi e basi (indicati come acidi deboli e basi deboli).Nelle videolezioni di questo paragrafo vedremo tutto più in dettaglio

Sei pronto per entrare nel mondo di acidi e basi con questo corso di chimica?

Bene, allora togli ogni distrazione, spegni il cellulare e riguarda i video più volte finchè tutto non sarà chiaro.

Ti ricordo che hai a disposizione anche i PDF con i miei appunti ed esercizi e il test finale.

Qui hai tutto quello che ti serve per andare a the next level nel mondo della chimica.

Ora non perdere altro tempo e guarda queste lezioni supersoniche…

Al tuo successo.

Un abbraccio, Jessica