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CAPITOLO
17
17.1 Gli acidi e le basi di Brønsted-Lowry si scambiano
protoni
17.2 Forze relative di acidi e basi coniugati
17.3 Andamenti periodici nella forza degli acidi
17.4 Gli acidi e le basi di Lewis implicano la formazione
di legami covalenti di coordinazione
17.5 Il pH è una misura dell'acidità di una soluzione
17 • ACIDI, BASI E pH
17.1 Gli acidi e le basi di Brønsted-Lowry si
scambiano protoni
Le reazioni acido-base comportano il trasferimento di un
protone (ione idrogeno, H+) da una specie all’altra.
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Definizione di acido e base secondo Brønsted-Lowry:
• un acido è un donatore di protoni
• una base è un accettore di protoni
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17 • GLI ACIDI E LE BASI DI BRØNSTED-LOWRY SI SCAMBIANO PROTONI
La reazione fra HCl e H2O è una reazione acido-base di BrønstedLowry. Le molecole HCl si comportano da acido e quelle H2O da base
e, in seguito al loro urto, si ha un trasferimento di protoni.
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17 • GLI ACIDI E LE BASI DI BRØNSTED-LOWRY SI SCAMBIANO PROTONI
A) L'acido formico trasferisce un protone a una molecola d'acqua.
HCHO2 è l'acido e H2O è la base. B) Quando lo ione idronio trasferisce
un protone allo ione formiato, H3O+ è l'acido e CHO2- è la base.
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI BRØNSTED-LOWRY SI SCAMBIANO PROTONI
Due sostanze, come H3O+ e H2O, che differiscono fra loro per
un solo protone, costituiscono una coppia acido-base
coniugata.
Il membro della coppia che dona il protone è chiamato acido
coniugato; l’altro, che acquista il protone, è invece chiamato
base coniugata.
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H3O+ è l’acido coniugato di H2O mentre H2O è la base
coniugata di H3O+
In una coppia coniugata, l’acido ha sempre un H+ in più
rispetto alla base.
HCHO2
acido
coppia coniugata
+ H2O ⇌ H3O+ + CHO2base
acido
base
coppia coniugata
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI BRØNSTED-LOWRY SI SCAMBIANO PROTONI
Una sostanza che si può comportare da acido o da base viene
detta anfotera (o anfiprotica).
Le sostanze anfotere o anfiprotiche possono essere molecole o
ioni.
Esempio: in presenza di ione ossidrile, il bicarbonato si
comporta come acido e dona un protone a OH-:
HCO3-(aq) + OH-(aq) → CO32-(aq) + H2O
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In presenza di ione idronio, invece, HCO3- è una base e
acquista un protone da H3O+:
HCO3-(aq) + H3O+(aq) → H2CO3(aq) + H2O
17 • ACIDI, BASI E pH
17.2 Forze relative di acidi e basi coniugati
Quando si parla di forza degli acidi o delle basi ci riferiamo alla
facilità con cui queste sostanze donano o acquistano protoni.
Gli acidi che reagiscono completamente con l’acqua (come HCl
e HNO3) sono classificati come forti.
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Gli acidi che sono solo parzialmente ionizzati sono chiamati
acidi deboli.
Le basi vengono classificate in modo simile:
• basi forti, come lo ione ossido, reagiscono completamente
con l’acqua
• basi deboli, come NH3, vanno incontro a ionizzazione
parziale
17 • FORZE RELATIVE DI ACIDI E BASI CONIUGATI
L’acido acetico (HC2H3O2) è un acido debole il cui equilibrio di
dissociazione è nettamente spostato verso sinistra:
HC2H3O2(aq) + H2O ⇌
acido
base
H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)
acido
base
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Lo ione idronio è un miglior donatore di protoni rispetto alla
molecola di acido acetico (è un acido più forte dell’acido
acetico).
Gli ioni acetato acquistano protoni dai donatori con maggior
efficacia rispetto alle molecole d’acqua (è una base più forte
della molecola d’acqua).
17 • FORZE RELATIVE DI ACIDI E BASI CONIUGATI
La posizione di un equilibrio acido-base favorisce l’acido e la
base più deboli.
Gli acidi e le basi più forti tendono a reagire fra loro per
produrre le rispettive specie coniugate più deboli.
Tanto più forte è un acido di Brønsted quanto più debole è la
sua base coniugata.
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Tanto più debole è un acido di Brønsted quanto più forte è la
sua base coniugata.
17 • ACIDI, BASI E pH
17.3 Andamenti periodici nella forza degli
acidi
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Molti composti binari fra l’idrogeno e i non-metalli, che
possiamo rappresentare con HX, H2X, H3X ecc., sono acidi e
vengono chiamati acidi binari.
La forza degli acidi binari aumenta da
sinistra a destra all’interno dello stesso
periodo e dall’alto verso il basso nello stesso
gruppo.
17 • ANDAMENTI PERIODICI NELLA FORZA DEGLI ACIDI
Gli acidi formati da idrogeno, ossigeno e un altro elemento
sono chiamati ossiacidi.
A parità di numero di atomi di ossigeno legati all’atomo
centrale, la forza dell’acido aumenta procedendo dal basso
verso l’alto in un gruppo e da sinistra a destra in un periodo.
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Per un dato atomo centrale, la forza di un
ossiacido aumenta con il numero degli
atomi di ossigeno solitari legati all’atomo
centrale.
17 • ACIDI, BASI E pH
17.4 Gli acidi e le basi di Lewis implicano la
formazione di legami covalenti di
coordinazione
Acidi e basi di Lewis sono definiti come segue:
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• un acido è una specie ionica o molecolare che può
accettare una coppia di elettroni per formare un legame
covalente di coordinazione;
• una base è una specie ionica o molecolare che può
donare una coppia di elettroni per formare un legame
covalente di coordinazione.
La neutralizzazione è la formazione di un legame covalente di
coordinazione fra il donatore (base) e l'accettore (acido).
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17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI
COVALENTI DI COORDINAZIONE
La molecola di ammoniaca si comporta quindi come base di Lewis.
L'atomo di boro di BF3 possiede solo sei elettroni nel livello di valenza
e, avendo bisogno di altri due elettroni per raggiungere l'ottetto,
accetta una coppia di elettroni dalla molecola di ammoniaca.
BF3 si comporta pertanto come acido di Lewis.
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17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI
COVALENTI DI COORDINAZIONE
Il diossido di carbonio, (un acido di Lewis) reagisce con lo ione
idrossido in soluzione per formare lo ione bicarbonato.
CO2(g) + OH-(aq)
→
HCO3-(aq)
Gli elettroni nel nuovo legame covalente di coordinazione vengono
dall’ossigeno.
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI
COVALENTI DI COORDINAZIONE
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Acidi di Lewis
• Molecole o ioni che hanno il livello di valenza incompleto
(es. BF3, H+).
• Molecole o ioni che hanno il livello di valenza completo
ma che presentano legami multipli che, spostandosi,
creano spazio per altri elettroni (es. CO2).
• Molecole o ioni che hanno un atomo centrale in grado di
accogliere elettroni aggiuntivi (in genere, atomi di
elementi appartenenti al terzo periodo e periodi
successivi; es. SO2).
Basi di Lewis
• Molecole o ioni che hanno coppie di elettroni non
condivise e il livello di valenza completo (es. O2-, NH3).
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI
COVALENTI DI COORDINAZIONE
La teoria di Lewis comprende anche gli acidi e le basi di
Brønsted come casi particolari.
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Per esempio la reazione fra ione idronio e ammoniaca riscritta
nel seguente modo:
H2O-H+ + NH3 → H2O + H+-NH3
Durante la collisione, un protone si
trasferisce da una base di Lewis (l’acqua)
ad un’altra base di Lewis (l’ammoniaca).
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI
COVALENTI DI COORDINAZIONE
Gli ioni di molti metalli di transizione e di post-transizione si
comportano come acidi di Lewis.
Questi ioni si comportano come accettori di elettroni per fo
rmare legami covalenti di coordinazione e nelle reazioni acidobase di Lewis si legano covalentemente ad altri atomi.
Lo ione rame(II) ne è un tipico esempio:
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Cu2+ + 4H2O
→
Cu(H2O)42+
Lo ione Cu2+ accetta coppie elettroniche dalle molecole
d'acqua: Cu2+ è un acido di Lewis mentre ciascuna molecola
d'acqua è una base di Lewis.
17 • GLI ACIDI E LE BASI DI LEWIS IMPLICANO LA FORMAZIONE DI LEGAMI
COVALENTI DI COORDINAZIONE
Una base di Lewis che si lega allo ione metallico è detta
ligando.
L'atomo del ligando che fornisce la coppia di elettroni è
chiamato atomo donatore mentre lo ione metallico è
l'accettore.
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Il risultato di questa combinazione è uno ione complesso, o
più semplicemente un complesso.
I composti che contengono ioni complessi sono chiamati
anche composti di coordinazione e il complesso stesso
viene spesso indicato col termine complesso di
coordinazione.
17 • ACIDI, BASI E pH
17.5 Il pH è una misura dell'acidità di una
soluzione
L’equilibrio di autoionizzazione dell'acqua è rappresentato
dalla seguente equazione:
H2 O + H 2 O
⇌
H3O+ + OH-
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L'equazione che definisce il prodotto ionico dell'acqua,
rappresentato dal simbolo Kw è:
Kw = [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE
A 25oC
quindi:
[H+] = [OH-] = 1,0  10-7 mol l-1
Kw = 1,0  10-14
(a 25 °C)
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In una qualsiasi soluzione acquosa:
• il prodotto di [H+] e [OH-] è sempre uguale a Kw,
nonostante le due concentrazioni possano non essere
uguali fra loro;
• sono sempre presenti entrambi gli ioni H3O+ e OH-,
indipendentemente dalla presenza di altri soluti.
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE
Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-]
Soluzione acida: [H3O+] > [OH-]
Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]
Per rendere più facile il confronto fra i piccoli valori di [H+], si
adopera il pH della soluzione:
pH = -log [H+] o [H+] = 10-pH
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In termini di pH:
Soluzione acida: pH < 7,00
Soluzione neutra: pH = 7,00
Soluzione basica: pH > 7,00
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE
Per esprimere piccole concentrazioni di ione ossidrile,
possiamo definire il pOH di una soluzione:
pOH = -log [OH-]
Analogamente, possiamo definire il pKw:
pKw = -log Kw = -log 1,0  10-14 = 14
e ricavare un’utile relazione fra pH e pOH:
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pH + pOH = pKw = 14,00
Nell'acqua pura e in qualsiasi soluzione neutra:
[H+] = [OH-] = 1,0  10-7 M
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE
I valori di pH di alcune sostanze di uso comune nella scala del
pH.
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Il pH di una soluzione neutra a 25 °C è
7,00
In una soluzione acida, [H+] è maggiore di
10-7 M e il pH è quindi minore di 7,00. Il
valore del pH di una soluzione diminuisce
all'aumentare dell'acidità della soluzione.
In una soluzione basica, [H+] è minore di
10-7 M e il pH è quindi maggiore di 7,00. Il
valore del pH di una soluzione aumenta al
diminuire dell'acidità della soluzione.
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE
Il pH di una soluzione può essere misurato con un pH-metro o
con un indicatore acido-base.
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Un indicatore acido-base è una sostanza la cui colorazione in
soluzione acquosa dipende dal grado di acidità della soluzione.
17 • IL pH È UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DI UNA SOLUZIONE
Il pH di una soluzione di un acido forte può essere calcolato
adoperando le seguenti relazioni:
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH
[H+] [OH-] = Kw
pH + pOH = pKw = 14,00
Gli acidi e le basi forti possono infatti essere considerati
dissociati al 100 % in soluzione acquosa.
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Un acido monoprotico forte libera una mole di H+ per mole di
acido presente in soluzione.
Una base forte libera una mole di OH- per mole di base
presente in soluzione.
Per le basi come Ba(OH)2 dobbiamo tenere presente che
ciascuna mole della base rilascia due moli di OH-.