Anteprima Estratta dall' Appunto di
Chimica analitica
Università : Università degli studi di Milano
Facoltà : Farmacia
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L' Appunto
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Acidi e Basi
Arrhenius
Secondo Arrhenius, si chiamano acidi le sostanze contenenti idrogeno
dissociabile, che, in soluzione acquosa, formano soluzioni che presentano
una concentrazione di ioni idrogeno (più esattamente di ioni ossonio)
maggiore di quella nell’acqua pura, alla stessa temperatura.
Secondo Arrhenius, si chiamano basi le sostanze contenenti il gruppo
OH dissociabile, che, in soluzione acquosa, formano soluzioni che
presentano una concentrazione di ioni ossidrile maggiore di quella
nell’acqua pura.
om
I limiti della teoria di Arrhenius sono i seguenti:
e.c
1) i concetti di acido e base sono confinati ad un particolare solvente:
l’acqua,
rib
2) la teoria non è in grado di spiegare il comportamento basico di alcune
Ct
sostanze come l’ammoniaca,
AB
3) la teoria non è in grado di spiegare il comportamento acido di ioni
quali NH4+, Al3+ o basico quali NO2-, CH3COO- ; per fare questo
Arrhenius introduce il concetto di idrolisi.
Arrhenius introduce il grado di dissociazione degli acidi, in soluzione
acquosa, che è preso come misura della cosiddetta forza degli acidi. Il
punto chiave della teoria di Arrhenius, che trovò poi applicazione nelle
teorie successive, è il concetto di acido e base forte e di acido e base
debole. La forza è legata al grado di dissociazione che ha l’acido o la base
in soluzione.
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Brønsted-Lowry
Nel 1923 il chimico danese Johannes Brønsted propose la definizione in
base alla quale un acido è un donatore di protoni, e una base è un
accettore
di
protoni.
Le
stesse
definizioni
furono
proposte,
indipendentemente, dall'inglese Thomas Lowry.
Riferendoci agli acidi e alle basi, nel corso di questo capitolo,
intenderemo sempre basarci sulla definizione di Brønsted-Lowry.
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry affinché un acido possa dissociarsi è
necessario che ci sia una sostanza in grado di accettare un protone.
Quando, per esempio, una molecola di acido cloridrico si dissocia in
om
acqua, cede un protone ad una molecola di solvente:
HCl(aq) + H2O(l) > H3O+(aq) + Cl-(aq)
e.c
Poiché HCl cede un protone, si tratta di un acido in base alla definizione
rib
Brønsted. Come è stato detto precedentemente, HCl è un acido forte, nel
Ct
senso che tutte le molecole di HCl cedono il proprio protone alla base
acqua. La definizione di Brønsted comprende pure l’eventualità che a
AB
comportarsi da acido sia una specie ionica. Ad esempio, lo ione idrogeno
carbonato (più familiarmente inteso come «bicarbonato»), HCO3- può
agire da donatori di protoni:
HCO3-(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + CO32-(aq)
Nella realtà sono pochissimi gli ioni HCO3- che cedono il protone, quindi
il bicarbonato è un esempio di acido debole e la reazione di dissociazione
è una reazione di equilibrio.
Le basi di Broensted comprendono tutte le sostanze che comunemente
consideriamo basi, quali NaOH, Ca(OH)2 e Fe(OH)3, oltre a quelle che
possono accettare protoni, quali gli ossidi dei metalli, come CaO, Na2O .
Quando questi si sciolgono in acqua la soluzione contiene ioni OH-. La
spiegazione di questo fatto è la seguente: la carica negativa dello ione O2strappa un protone ad una molecola H2O. Lo ione ossido instaura un
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legame covalente con il protone mettendo in comune entrambi gli
elettroni, e diventando uno ione ossidrile:
O2-(aq) + H2O(l) > 2OH-(aq)
Riassumendo
l’intero
processo
è
rappresentato
dalla
seguente
trasformazione chimica:
CaO(s) + H2O(l) > Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
Molti composti molecolari contenenti azoto sono pure basi in virtù della
coppia solitaria di elettroni presente sull'atomo di azoto, capace di legare
un protone. Ad esempio, quando l'ammoniaca, NH3, si scioglie
nell'acqua, una frazione delle sue molecole accetta protoni secondo la
om
reazione:
e.c
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)
rib
In tale reazione la molecola NH3 si comporta allo stesso modo dello ione
ossido O2-, ma mentre in acqua gli ioni O2- si trasformano tutti in
Ct
ossidrile, la coppia solitaria dell'atomo di azoto in NH3 possiede nei
AB
confronti dei protoni dell'acqua un potere attrattivo assai minore di
quello della carica negativa del gruppo O2-, e a trasformarsi in ioni NH4+
è soltanto una piccolissima frazione delle molecole NH3. L’ammoniaca è
un esempio di base debole e la reazione è di equilibrio.
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Acidi e basi coniugate
Quando CH3COOH si scioglie nell'acqua, forma ioni idronio e ioni
acetato secondo la reazione di dissociazione sotto riportata, che
rappresenta uno dei processi che avvengono in soluzione:
CH3COOH(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Di conseguenza CH3COOH è un acido.
Lo ione CH3COO-, però, è in grado di accettare un protone da una
molecola che chiamiamo donatore, trasformandosi di nuovo in acido
acetico.
H3O+(aq) + CH3COO-(aq)  CH3COOH(aq) + H2O(l)
om
Di conseguenza l'acetato è una base. Poiché lo ione acetato deriva
dall'acido acetico in virtù della cessione di un protone, si chiama base
rib
e.c
coniugata dell'acido acetico.
Ct
Secondo tale definizione Cl- è la base coniugata di HCl , O2- è la base
AB
coniugata di OH-, CH3COOH è l'acido coniugato della base CH3COO- .
Analogamente HCl sarà l'acido coniugato di Cl- e OH- l'acido coniugato di
O2-.
In generale un acido debole dà luogo ad una reazione di equilibrio:
HA(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + A-(aq)
Come vedremo in seguito è corretto pensare che l’anione di un acido
debole reagisca con il protone per formare di nuovo l’acido quando
l’anione dell’acido debole deriva dalla dissoluzione e dissociazione di un
sale:
HO
CH3COONa(s) 
 CH3COO-(aq) + Na+(aq)
2
CH3COO-(aq) + H2O(l)  CH3COOH(aq) + OH-(aq)
Quanto sopra esposto, con le opportune modifiche, si deve estendere
anche alle basi deboli.
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ESEMPIO 584
Scrivere la formula chimica:
a) degli acidi coniugati di CH3NH2 e di CN-;
b) delle basi coniugate di HSO4- e di HI.
CH3NH2(aq) + H3O+(aq)  CH3NH3+(aq) + H2O(l)
CN-(aq) + H3O+(aq)  HCN(aq) + H2O(l)
HSO4-(aq) + H2O(l)  SO42-(aq) + H3O+(aq)
om
HI(aq) + H2O(l) > I-(aq) + H3O+(aq)
ESEMPIO 585
e.c
Scrivere la formula chimica:
rib
a) degli acidi coniugati di NH3 e di CO32-;
Ct
b) delle basi coniugate di NH3 e di HNO3.
AB
NH3(aq) + H3O+(aq)  NH4+(aq) + H2O(l)
CO32-(aq) + H3O+(aq)  HCO3-(aq) + H2O(l)
NH3 + OH-  NH2- + H2O
HNO3(aq) + H2O(l) > H3O+(aq) + NO3-(aq)
ESEMPIO 586
Identificare: (a) l'acido e la base di Broensted nei reagenti e nei prodotti
della seguente reazione:
HNO3(aq) + HPO42-(aq)  NO3-(aq) + H2PO4-(aq)
In base alle definizione sopra riportate nei reagenti l’acido è HNO3 e la
base è HPO42- , mentre nei prodotti la base è NO3- e l’acido è H2PO4-.
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Scambio di protoni tra le molecole d'acqua
Abbiamo visto che la molecola dell'acqua accetta un protone da un acido
formando lo ione H3O+. In questo caso l'acqua è una base.
Però una molecola di acqua è in grado di cedere un protone a una base
trasformandosi in ione ossidrile OH-. In questo caso l’acqua è un acido.
L'acqua ha natura anfiprotica, cioè può comportarsi come una sostanza
che accetta protoni (base) o che cede protoni (acido).
Nel caso dell’acqua pura però i protoni possono trasferirsi dall'una
all'altra molecola di acqua secondo la reazione di equilibrio:
om
2 H2O(l)  H3O+(aq) + OH-(aq)
Il trasferimento dei protoni è velocissimo, e l'equilibrio è sempre
e.c
presente così nell'acqua pura come in tutte le soluzioni acquose. Questo
rib
tipo di reazione, nella quale una molecola trasferisce un protone ad
Ct
un’altra molecola della stessa specie, prende il nome di autoprotolisi.
AB
La prova sperimentale dell’esistenza di questo equilibrio è che l’acqua
purissima conduce, seppure poco, la corrente elettrica.1
La costante di equilibrio della reazione di autoprotolisi dell'acqua è:
H O xOH 

KC =
3

H 2 O2
Nell’acqua pura e nelle soluzioni diluite, il solvente acqua ha una
concentrazione pressoché costante, il cui valore può essere inglobato
nella costante KC che diventa così un’altra costante Kw chiamata costante
del prodotto ionico:
Kw
= [H3O+]x[OH-]
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Preparati con le domande di ABCtribe su Chimica analitica.
1. Calcolare quanti ml di una soluzione 1 M di HCl è necessario aggiungere a 100 ml di una so
Risposta:
HCl in difetto + NH3 formano il tampone ammoniacale MH3 / NH4+ (o NH4Cl se preferisci)
t.c.
[OH-] = Kb * [NH3]/[NH4+]
OH- lo ricavo da pOH = 14 - pH = 14 - 9.5 = 4.5 ===> [OH-] = 10^-4.5
==> [NH3]/[NH4+] = [OH-]/Kb = 10
[Clicca qui >> per continuare a leggere].
2. Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione contenente 10,0
Risposta:
in primi calcoliamo le moli del sale A2B:
10.0 g / 100 g/mol = 0.1 mol
il sale si dissocia completamente:
A2B [Clicca qui >> per continuare a leggere].
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