La parola acido viene dal latino acidum che significa aspro, pungente
La parola alcali (che è sinonimo di base) viene dall’arabo al-qalì e sta ad
indicare la potassa contenuta nella cenere di legna, le cui soluzioni sono
fortemente basiche (= hanno un’azione fortemente irritante sui tessuti)
Molti dei prodotti normalmente usati in casa,
presentano caratteristiche acide o basiche
Esempi: saponi, detersivi, medicine e alimenti
Acidi e basi
Proprietà degli acidi

Hanno sapore aspro e pungente (es. aceto, limone, veleno delle api)
Colorano di rosso la cartina all’indicatore universale

Sono elettroliti in soluzione e conducono la corrente elettrica

Base
Acido
Acidi e basi
Proprietà delle basi




Hanno sapore amaro (es. sapone, ammoniaca, veleno delle vespe)
Sono scivolose al tatto
Colorano di blu la cartina all’indicatore universale
Sono elettroliti in soluzione e conducono la corrente elettrica
Base
Acido
Teorie su acidi e basi
Teoria di Arrhenius (1887)
Acidi: sono sostanze che in acqua liberano ioni H+
HCl (g)
H2O (l)
H+ (aq) + Cl– (aq)
Basi: sono sostanze che in acqua liberano ioni OH–
NaOH (s)
H2O (l)
HA → H+ + A–
BOH → B+ + OH–
Na+ (aq) + OH– (aq)
Limiti della definizione di Arrhenius:
 In soluzione acquosa non esiste H+ isolato, ma esiste lo ione solvatato H3O+
 Sostanze che non contengono ioni OH– (es. NH3) si comportano come basi
 Non è necessaria l’acqua come solvente
Teorie su acidi e basi
Teoria di Bronsted e Lowry (1922)
Acidi: sono molecole o ioni capaci di donare un H+ a una base
Basi: sono molecole o ioni capaci di accettare un H+ da un acido
Una reazione acido base è la conseguenza dello scambio
di un H+ tra due coppie “coniugate” acido base
HA + B
HA è l’acido coniugato della base A–
B è la base coniugata dell’ acido BH+
Esempio:
HCl + H2O  Cl– + H3O+
A– + BH+
Ceduto un protone, un acido può riacquistarlo comportandosi quindi da base;
acquistato un protone, una base può riprenderlo, comportandosi, quindi da acido
BASE
CONIUGATA
ACIDO
BASE
+
H+
+
H+
ACIDO
CONIUGATO
Un acido perde il suo protone solo in presenza di una base
che può riceverlo (e viceversa): acidi e basi manifestano il
loro comportamento solo in presenza di un partner
L’acqua ha la particolare caratteristica di comportarsi da acido in
presenza di una base e da base in presenza di un acido (anfotero)
La dissociazione di un acido in acqua secondo Bronsted-Lowry diventa:
H 3 O+ + A –
HA + H2O
A1
B2
A2
B1
HA e A– sono una coppia coniugata acido-base
H3O+ e H2O sono la seconda coppia coniugata acido-base
Una coppia acido-base coniugata differisce solo per la presenza di un H+:
La specie che ha l’H+ è l’acido; la specie che ne è priva è la base
HCl +
H2O → H3O+ + Cl–
acido
base
La dissociazione di una base in acqua secondo Bronsted-Lowry diventa:
B + H2O
OH– + BH+
B1
A2
B2
B e BH+ sono una coppia coniugata acido-base
H2O e OH– sono la seconda coppia coniugata acido-base
NH3 + H2O → NH4+ + OH–
base
acido
A1
Teorie su acidi e basi
Teoria di Lewis (1923)
Acidi: sono accettori di una coppia di elettroni
Basi: sono donatori di una coppia di elettroni
..
Acidi di Lewis: AlCl3, BF3, FeCl3, SnCl4
Basi di Lewis: NH3, etilammina
Nucleofilo: fornisce una coppia di elettroni (base)
per formare un legame
In chimica organica
Elettrofilo: accetta una coppia di elettroni (acido)
per formare un legame
Forza di acidi e basi
Le sostanze che in soluzione acquosa si scindono in ioni positivi e
negativi in grado di condurre la corrente elettrica, sono dette elettroliti
Sono elettroliti gli acidi, le basi e i sali
Dissociazione
Ionizzazione
Composti ionici
Elettroliti forti
Composti covalenti
Elettroliti deboli
Gli acidi forti sono:
HCl, H2SO4, HBr, HNO3, HI, HClO4
Tipiche basi forti sono:
LiOH, Ca(OH)2, NaOH, KOH, Ba(OH)2
Ionizzazione dell’acqua
La conducibilità elettrica dell’acqua è stata spiegata con la presenza di ioni H+ e OH–
H2O (l) + H2O (l)
H 2O
H3O+ (aq) + OH– (aq)
H+ + OH–
Si formano uno ione idronio H3O+ e uno ione ossidrile OH–
Autoprotolisi
Nell’acqua pura la concentrazione di
H+ e quella di OH– è la stessa
L’equazione di ionizzazione dell’acqua è una reazione acido-base in cui
una molecola di acqua cede un protone ad un’altra molecola di acqua
(autoprotolisi) formando uno ione idronio e uno ione idrossido
La costante di equilibrio è
Keq =
[H3O+] [OH–]
Keq = 1,8  10–16
[H2O] 2
In acqua pura o soluzioni diluite (C  0,1 M) la concentrazione di acqua si può
ritenere costante e pari a 55,5 mol/L. Risulta:
Keq [H2O] 2 = [H3O+] [OH–]
Kw = [H3O+] [OH–]
Kw = costante di ionizzazione (o prodotto ionico) dell’acqua
Kw = 1,0  10 –14 (a 25 °C)
Kw = 1  10
Per comodità, spesso, al posto di
H3O+ si usa il simbolo H+;
l’espressione del prodotto ionico
dell’acqua diventa:
–14
[H3O+] [OH-] = 1  10 –14
In acqua pura:
Kw = [H+] [OH–]
[H3O+] = [OH–]
  

x  H   OH   k w  10 7 mol / L
[H3O+] = [OH–] = 1  10 –7 mol/L
SOLUZIONE
NEUTRA
La concentrazione degli ioni H+ e OH–
indica la natura della soluzione acquosa:
Le soluzioni in cui [H+] > [OH–] sono soluzioni acide
Le soluzioni in cui [H+] = [OH–] sono soluzioni neutre
Le soluzioni in cui [H+] < [OH–] sono soluzioni basiche
19
Azione degli acidi
Gli acidi in acqua si dissociano e liberano ioni H+, che si legano
a molecole di acqua dando H3O+
H3O+ + Cl–
HCl + H2O
Cl
H
H+
+
H
O H
H
O H +
Cl-
Kw = [H3O+] • [OH–] = 10 –14 ; Kw è costante
se [H3O+] aumenta, [OH–] deve diminuire
Azione delle basi
Le basi accettano ioni H+ dalle molecole di acqua,
che diventano ioni OH–
NH3 + H2O
H
N H
H
+
H
O H
NH4+ + OH–
H H+
N H +
H
H
O-
Kw = [H3O+] • [OH–] = 10 –14 ; Kw è costante
se [OH–] aumenta, [H3O+] deve diminuire
pH
La concentrazione degli ioni H3O+ è misura dell’acidità o della basicità di
una soluzione
pH
logaritmo negativo in base 10
della concentrazione degli ioni H3O+
- log10 [H3O+]
Scala di pH
La scala di pH va da 0 (massima acidità) a 14 (massima basicità)
1
2
3
4
5
6
7 8 9 10 11 12 13 14
basico
acido
neutro
soluzione neutra
pH = 7
soluzione acida
pH < 7
soluzione basica
pH > 7
25
pOH
In modo analogo al pH si definisce il pOH
pOH
logaritmo negativo in base 10
della concentrazione degli ioni OH–
- log10 [OH–]
Relazione tra pH e pOH
Kw= [H3O+] • [OH–] = 10 –14
– log [H3O+] + (– log [OH–]) = – log 10 –14
pH + pOH = 14
la soluzione è neutra se il pH=7;
la soluzione è acida quando il pH < 7
la soluzione è basica quando il pH > 7
Il pH di alcune classi di composti
Forza degli acidi e delle basi
Acidi e basi forti
HCl + H2O  H3O+ + Cl–
NaOH  Na+ + OH–
acido cloridrico è un acido forte
sodio idrossido è una base forte
H3O+ è l’acido più forte che esiste in acqua indissociato
OH– è la base più forte che esiste in acqua indissociata
Tipici acidi forti sono:
HCl
acido cloridrico
HBr
acido bromidrico
HI
acido iodidrico
H2SO4
HNO3
HClO4
acido solforico
acido nitrico
acido perclorico
Tipiche basi forti sono gli idrossidi del gruppo IA e IIA:
LiOH
idrossido di litio
Ca(OH)2 idrossido di calcio
NaOH idrossido di sodio
Sr(OH)2 idrossido di stronzio
KOH
idrossido di potassio
Ba(OH)2 idrossido di bario
Forza degli
acidi eacidi
delle basi
- Acidi basi
e basi forti
Forza
degli
e delle
Acidi e basi deboli
È presente un equilibrio
HA + H2O  H3O+ + A–
(acido debole)
B + H2O  BH+ + OH–
(base debole)
Costante di ionizzazione acida
Ka =
[H3O+] [A–]
[HA]
Alcuni tipici acidi deboli sono:
CH3COOH
acido acetico
HCN
acido cianidrico
HF
acido fluoridrico
Tipiche basi deboli sono:
NH3
ammoniaca
NH2CH3
metilammina
Costante di ionizzazione basica
[BH+] [OH–]
Kb =
H2SO3
H2CO3
H2S
[B]
acido solforoso
acido carbonico
acido solfidrico
To be
continued …..