TEORIA DI Svante Arrhenius (1859-1927)
Acido è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno H+
Base è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni ossidrilici OHHA(aq) → H+(aq) + A-(aq)
BOH(aq) → B+(aq) + OH-(aq)
Na+ (aq)
NaOH (s)
+
OH- (aq)
+
H
O
H
+
H
Cl
O
H
H
+
Cl-
H
O
H
H
_
+
H
H
H +
N
H
O
N
+
H
H
H
H
TEORIA DI BRØNSTED E LOWRY
Per Brønsted e Lowry una sostanza isolata non può essere definita in sé né acido
né base: affinché una specie chimica diventi un acido è necessaria la presenza
simultanea di un'altra specie chimica che gli strappi i protoni
Acido e basi sono coniugati
Acido è una sostanza capace di donare protoni
Base è una sostanza capace di accettare protoni
Base
acido
acido
base
+
H
O
H
+
H
Cl
H
O
H
Acido forte
+
Cl-
H
Acido debole
1
Forza reciproca di
coppie acido-base
coniugate
Acido fortebase debolissima
Acido debolebase debole
Acido debolissimobase forte
_
2
Posizione dell’equilibrio quando l’acido o la base non sono in acqua
Acido più forte + Base più forte
Acido più debole + Base più debole
Per valutare chi sono la coppia acido e base più forti si usano le pKa
LA TEORIA DI LEWIS
Acido: qualsiasi composto in grado di accettare un doppietto di elettroni per
formare un legame dativo
Base: qualsiasi composto in grado di cedere un doppietto elettronico per
formare un legame dativo
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Misura di acidità e basicità
Acido forte o base forte: in acqua sono completamente ionizzati
HCl, HBr, H2SO4, ….. NaOH, LiOH, Ca(OH)2,….
H2O H+ + OH-
[H+]·[OH-]
—————— = Kc
Kc, alla temperatura di 25
°C, vale 1,8·10-16
(moli/litro).
[H2O]
[H3O+] = [OH-] = 1,0 · 10-7 mol/L
HA + H2O A- + H3O+
[A-] · [H3O+]
———————— = Kc
[HA] · [H2O]
Se consideriamo costante la concentrazione dell'acqua:
[A-] · [H3O+]
———————— = Ka
[HA]
Ka si chiama costante di dissociazione acida e si osserva che quanto maggiore
è il suo valore tanto più forte è l'acido
Per le basi
B + H2O HB+ + OH-
[HB+] · [OH-]
———————— = Kb
[B]
Si dimostra che per le coppie acido-base coniugata vale la seguente relazione:
Ka · Kb = Kw
IL CONCETTO DI pH
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
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Esempi di pH di
composti comuni e
fluidi fisiologici
Acidità ed elettronegatività lungo il 2° periodo
relative electronegativities
C < N < O < F
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Acidità ed elettronegatività degli acidi alogenidrici
Apparentemente l’acidità è contraria alla elettronegatività
In realtà si deve tener conto della maggior forza del legame H-F rispetto ad H-I
Il legame H-F è più forte di H-I per la scarsa sovrapposizione orbitalica in
quest’ultimo.
La carica negativa di H- è più dispersa che in F-
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Acidità e risonanza
CH3CH2-OH + H2O
CH3CH2-O- + H3O+
O
H3C
C
pKa = 15.9
O
+
H2O
H3C
+ H3O
C
+
_
OH
O
_
O
H3C
C
O
pKa = 4.8
L’acidità è legata alla dispersione della carica negativa per effetto induttivo
pKa = 4.8
O
H3C
C
O
+
H2O
H3 C
+ H3O
C
+
_
OH
O
pKa = 0.2
O
F3C
C
O
+
OH
H2O
F3C
+ H3O
C
+
_
O
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