

La presente lezione è rivolta ad una classe seconda di
un istituto Tecnico o Professionale ad indirizzo
NON CHIMICO
La lezione parte dal riconoscimento macroscopico di
acidi e basi per passare, poi, ad aspetti interpretativi e
teorici, che portano alla definizione del pH e alla
costante di ionizzazione dell’acqua Kw. Questa
prima parte è molto importante da un punto di vista
didattico, perché ne rappresenta un modello di offerta
formativa disciplinare. Infatti è sempre opportuno che,
prima di esporre teorie, si sottopongono agli studenti
fenomeni, esperienze di vita quotidiana a loro più
familiari, prove sperimentali. Questo, oltre che far
crescere il loro interesse verso la disciplina, rende più
comprensibili le interpretazioni e le teorie esposte.
1
RELATORE: IANNACCONE ANGELO
PAS 2013 – 2014
Conoscenze:


Conoscere le principali caratteristiche e
proprietà dei legami chimici intramolecolari:
ionici, covalenti (incluso il legame Dativo) e
legami intermolecolari, in particolare il legame a
idrogeno
Conoscere la molarità
Abilità:


Avere dimestichezza con nomi e formule di ioni
e molecole
Effettuare correttamente calcoli riguardanti moli
e molarità
3
Conoscenze:




Cogliere i significati di dissociazione e di
ionizzazione
Comprendere che tante sostanze pure
sono acide e basiche
Scrivere correttamente il PH ed il
prodotto
ionico
dell’acqua
Kw,
cogliendone il significato chimico
Capire come una variazione del PH di una
soluzione
possa
influenzare
tante
situazioni di vita quotidiana, di tutela
della salute e dell’ambiente
4
Abilità :



Calcolare il PH delle diverse soluzioni
Determinare
le
quantità
e
le
concentrazioni molari di acidi. o basi,
forti in soluzione
Determinare, in semplici situazioni, la
concentrazione all’equilibrio di soluzioni
di acidi e basi deboli
5
Il nome acido viene dal latino acidum che
significa aspro, pungente.
Il nome alcali viene dall’arabo al-qalì che sta
ad indicare la potassa contenuta nella
cenere di legna, le cui soluzioni sono
fortemente basiche
“Chi canta canzoni ad un afflitto è come chi
si toglie il vestito in un giorno di freddo e
come aceto sulla soda”
Bibbia cap. 20 Libro dei Proverbi
In altri libri dell’Antico Testamento si parla di
latte acido e dell’azione purificatrice di soda e
potassa.
Ciò dimostra che l’idea di acido, di alcali e di
reazione chimica è da tempo patrimonio
culturale dell’umanità.
Non occorre avere dimestichezza con la
chimica per riconoscere, utilizzando il
gusto o le proprietà aggressive di sostanze
quali l’aceto, il succo di limone, il liquido
delle batterie ed anche le bibite tipo cola, i
caratteri tipici delle sostanze acide; mentre
ai prodotti di uso domestico quale le soda
riconoscere il carattere basico mediante il
tatto perché scivolosi e adatti a rimuovere
lo sporco.
Acidi
Basi
Molti dei prodotti (classificabili in chimica come miscugli
omogenei e/o eterogenei), normalmente usati in casa,
presentano caratteristiche acide o basiche. Ne sono
esempi:
saponi, detersivi, medicine e alimenti
ACIDI e BASI le prime osservazioni.
ACIDI
•
•
•
BASI
Sono di sapore
aspro;
•
Corrodono
facilmente molti
metalli;
Hanno un sapore
amarognolo;
•
Sono saponose al
tatto;
•
Sono caustiche e
corrosive;
•
Fanno diventare blu
il tornasole
Fanno diventare
rosso il tornasole,
colorante di origine
vegetale estratto da
un lichene.
Alcuni alimenti quali l’aceto, il limone e lo yogurt
presentano un tipico sapore aspro che viene meglio
definito come acido, tale sapore è causato da
particolari sostanze contenute in questi prodotti
dette acidi: l’acido acetico, nel caso dell’aceto,
l’acido citrico, nel caso del succo del limone e
l’acido lattico nel caso dello yogurt.
Ma alcuni acidi possono essere molto pericolosi,
fra questi vi è l’acido cloridrico (commercialmente
chiamato acido muriatico, usato per togliere le
incrostazioni da calcare) o l’acido solforico usato
per sturare i bagni o ancora l’acido fluoridrico
usato per togliere le macchie di ruggine dai tessuti.
Altre sostanze, invece, presentano un gusto
differente. Se, ad esempio, sciogliamo un
cucchiaino di bicarbonato di sodio in un
bicchiere d’acqua, la soluzione ha un sapore
amarognolo. Il bicarbonato di sodio e le sostanze
che presentano lo stesso comportamento sono
dette basi (o anche alcali).
Fra le basi di comune impiego vi sono
l’ammoniaca
e
l’ipoclorito
di
sodio
(candeggina), usati come prodotti per la pulizia
delle superfici, e l’idrossido di sodio contenuto
nei prodotti per la pulizia delle tubazioni degli
scarichi casalinghi.
Anche nel nostro organismo sono presenti
sia sostanze acide sia sostanze basiche.
Nello stomaco, ad esempio, viene secreto
acido cloridrico ( HCl ).
Sono, invece, basici i succhi pancreatici;
leggermente basico è il sangue.
Un percorso storico
Cos’è un acido?
◦ Una sostanza corrosiva, chimicamente molto
attiva, che colora di rosso la cartina di
tornasole, ha un sapore aspro
Cos’è una base?
◦ Una sostanza corrosiva, chimicamente molto
attiva, che colora di blu la cartina di tornasole,
ha un sapore amaro
Possono essere considerati in chimica
gli opposti
◦ Reagiscono neutralizzandosi
15
Prima di Arrhenius
Arrhenius
Brönsted- Lowry
Lewis
J. R. Glauber
Boyle
Lavoisier
Gli alchimisti conoscevano la capacità degli
acidi e delle basi di fare cambiare di colore
alcuni coloranti vegetali e queste proprietà
insieme alla capacità degli acidi e delle basi di
neutralizzarsi a vicenda formando Sali,
facevano pensare che essi presentassero
proprietà opposte
Spiegava la natura pungente degli acidi con la forma a punta
delle particelle e le caratteristiche basiche con la forma tonda
delle particelle; la neutralizzazione veniva spiegata col fatto che
le particelle a punta degli acidi si conficcavano nelle particelle
tonde delle basi (questo era un ingenuo trasferimento delle
proprietà macroscopiche a livello microscopico).
Fu fra i primi ad occuparsi di indicatori vegetali, egli osservò che
lo sciroppo di violette blu virava al rosso in presenza degli acidi
e al verde in presenza degli alcali.
Egli classificò acidi ed alcali secondo la loro forza, ricorrendo
all’infuso di lignum nephiriticum. Altri esperimenti fece con il
succo di fiordalisi, di ligustro, di more e con i decotti di fiori di
melograno e di rosa. Vide che il litmus (tornasole) estratto da
particolari licheni, assumeva colorazione rossa in presenza di
acidi e blu in presenza di alcali e ne impregnò la carta per
facilitarne l’impiego.
Sostenne che l’ossigeno era il principio generale
dell’acidificazione, in quanto i non metalli
combinandosi con l’ossigeno acquisivano
carattere
acido,
ma
questo
approccio,
precursore delle moderne teorie, non fu
sviluppato, perché H. Davy riportava studi
sull’acido muriatico (HCl) a carattere acido non
contenente ossigeno.
Gli Acidi si dissociano in acqua liberando
ioni H+
È chiamato protone, ione idronio o
idrossonio
HCl + H2O
 H3O+
+
ClEs. H2SO4, H3PO4, H2S, HClO4, HNO3, HNO2 , CH3COOH
ecc…
Le Basi si dissociano in acqua liberando
ioni OHÈ chiamato ossidrile
NaOH  Na+ + OHEs.
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3, ecc.

Scrivi le reazioni di dissociazione
acida/basica delle seguenti sostanze
◦ H2CO3 (acido carbonico)
 H2CO3 + 2H2O+  2H3O+ + CO32-
◦ Fe(OH)3 (idrossido ferrico)
 Fe(OH)3  Fe3+ + 3OH-
◦ CH3COOH (acido acetico)
 CH3COOH + H2O  H3O+ + CH3COO-
◦ HCOOH (acido formico)
 HCOOH + H2O  H3O+ + HCOO-
22

…si dissociano in modo differente?
Cl – O – H
3,0
0,5
3,5
1,4
2,1
Na – O – H
0,9
3,5
2,6
2,1
1,4
23



Gli equilibri acido-base possono avvenire
anche in ambienti non acquosi
Ci sono sostanze acide e basiche che non
si comportano così
Vediamo l’esempio dell’ammoniaca
◦ È una base ma non possiede un gruppo OH da
liberare
◦ NH3 + H2O  NH4+ + OH-
24
Acido: specie chimica che dona protoni
Base: specie chimica che accetta protoni
Per Bronsted e Lowry esistono equilibri acido-base
dove le specie partecipanti possono essere
denominate coppie acido-base coniugate
NH3 + H2O  NH4+ + OHbase 1
acido 2
acido 1
base 2
differiscono per un H+
HCl + H2O  H3O+ + Clacido 2
base 1
acido 1
base 2
differiscono per un H+
26

Una base è una specie chimica che accetta protoni
(lo ione idrossido OH- è solo un esempio di base);

Le reazioni acido-base non sono più limitate alle
soluzioni acquose;

Alcune specie possono agire sia come acidi sia
come basi, a seconda della natura dell’altra specie
reagente (sostanze anfotere come H2O).


Acido è una specie chimica (molecola o
ione) in grado di accettare una coppia di
elettroni (H+, BF3, ecc.).
Base è una specie chimica (molecola o ione)
in grado di fornire una coppia di elettroni
(OH-, NH3, ecc.).
H
H N:
H

F
B F
F
La definizione di Lewis permette di:
◦ Definire reazioni acido-base anche le reazioni di
formazioni di complessi (formazione di legami
dativi)
 La specie che dona elettroni si comporta come base
 La specie che accetta elettroni si comporta come acido
◦ In questo tipo di reazioni non deve avvenire per
forza lo scambio di protoni
30
NH3 + H2O  NH4+ + OHH
H N:
H+
H
: :
:
H O- :
H
H+
H O:
31
ACIDI
ACIDI FORTI
ACIDI DEBOLI
In soluzione acquosa
si ionizzano
completamente
In soluzione acquosa
si ionizzano
solo parzialmente
BASI
BASI FORTI
BASI DEBOLI
In soluzione acquosa
si dissociano o ionizzano
in modo completo
In soluzione acquosa
producono
quantità ridotte di ioni OH-
La situazione di una soluzione
acquosa di un acido/base forte
può essere così rappresentata:
La situazione di una
soluzione acquosa di un
acido/base debole può essere
così rappresentata:



L’acqua ha un comportamento anfotero poiché riesce
a comportarsi sia da acido che da base di Brönsted
L’equilibrio si chiama autoprotolisi dell’acqua
La reazione di ionizzazione dell’acqua che porta alla
formazione di ioni idronio, H3O+, e di ioni
idrossido, OH- , è una reazione di equilibrio molto
spostata verso la forma indissociata H2O
 H2O
+ H2O  H3O+ + OH-
35
Dal valore molto basso della Keq , si deduce che la frazione di
molecole di acqua ancora indissociate è praticamente quella
iniziale.
Considerando che la massa di una mole di acqua è 18 g/mole
e che la massa totale di acqua in un litro è 1000 g la
concentrazione molare dell’acqua pura sarà:
[ H2O ] =
1000 g/l : 18 g/mole = 55,5 mol/l
Poiché tale valore può essere considerato costante, la
relazione di equilibrio diventa:
Keq
x
[ H2O]2 = [ H+]
x
[ OH-]
Sostituendo il valore:
Keq
x
(55,5)2 = [ H+] x [ OH-]

Il prodotto Keq x (55,5)2 è una nuova
costante, è indicata con Kw ed è chiamata
prodotto ionico dell’acqua, il cui valore, a 25
°C e per tutte le soluzioni acquose, è :
Kw
= 3, 25 · 10-18 x (55,5)2 = 1 · 10-14
H3O+ + OH-
H2O + H2O
Poiché da una molecola di acqua si ottiene uno ione H+ e uno ione
ossidrile (OH-), nell’acqua pura le concentrazioni dei due ioni devono
essere uguali, cioè:
[ H+]
=
[OH-]
Sostituendo nella relazione del prodotto ionico dell’acqua si ha:
Kw = 1·10-14 = [ H+ ] x [ OH-] = [ H+ ] x [ H+ ]
1 · 10-14 = [ H+ ]2
da cui:
[ H+] = [ OH-] = 1·10-7 mol/l soluzioni neutre
Una soluzione acquosa in cui prevale la
concentrazione degli ioni H+, risulta
acida
[ H+ ]
> [ OH- ]
[ H+ ]
> 1 · 10-7
soluzioni acide
Una soluzione in cui prevale la concentrazione
degli ioni OH- risulta basica.
[ H+ ]
<
[ OH- ] soluzioni basiche
[ H+ ]
<
1 · 10-7
Studiando l’azione degli acidi e della
concentrazione dello ione idrogeno H+ sulla
catalisi enzimatica, dovendo esprimere con
numeri semplici il grado di acidità propose
l’uso del
pH = - log [H+]
Si definisce pH il logaritmo negativo (in base 10) della
concentrazione di ioni idrogeno di una soluzione
pH = - log 10 [ H+] = - log 1010 –x
Per cui l’esponente della potenza che esprime la
concentrazione degli ioni H+, cambiato di segno, diventa
immediatamente il pH.
Il grado di acidità e di basicità si misura
mediante una scala i cui valori a 25 °C sono
compresi tra 1 e 14, chiamata:
scala di pH.
pH < 7 indica l’acidità
pH = 7 indica la neutralità
pH > 7 indica la basicità




Video 1:
http://www.youtube.com/watch?feature=pl
ayer_detailpage&v=QSIpllE4Opc
Video 2:
http://www.youtube.com/watch?feature=pl
ayer_detailpage&v=UxBybZW0Lv0
Video 3:
http://www.youtube.com/watch?feature=pl
ayer_detailpage&v=b0a6dAabz7k
Video 4:
http://www.youtube.com/watch?feature=pl
ayer_detailpage&v=uc0IZL8hbMA
44


Calcolare il contenuto in grammi di 475 ml di
una soluzione di Ca(OH)2, idrossido di calcio,
che presenta un pH=10,7
Strategia: dal valore di pH posso ottenere il
pOH e quindi [OH-]
◦ pOH = 14 – 10,7 = 3,3  [OH-] = 10-3,3 = 5,0.10-4
(mol/l)
◦ n = M . V = 5,0.10-4. 0,475 = 2,375x10-4 mol
◦ m = n . M.M. = 2,375x10-4 . 74 = 1,76 . 10-2 g
45
La conoscenza dei valori del pH di una
soluzione è molto importante:


La vita degli animali e dei vegetali è
regolata
da
una
determinata
concentrazione degli ioni H+, e se essa
viene
sensibilmente
cambiata
può
scomparire qualunque manifestazione di
vita.
Il pH è importante anche per la qualità
delle acque potabili, dei prodotti
alimentari e di uso quotidiano, per un
gran numero di lavorazioni industriali
(produzione carta, farmaci, tintura,
stampa..) e di processi tecnologici
(produzione vino, birra, conservazione
latte, carne..).
Il grado di Acidità e di Basicità di una
soluzione si può misurare utilizzando gli
indicatori acido-base od il piaccametro.
Gli INDICATORI sono sostanze organiche
aventi la proprietà di assumere diverso
colore quando vengono a contatto con un
acido o una base.


La figura seguente mostra l’utilizzo
dell’indicatore universale, una cartina preparata
con un miscuglio di indicatori, in grado di
assumere tonalità di colore differenti a seconda
della concentrazione di ioni H+ o OH-.
In base al colore si può risalire al valore del pH
Mediante
l'indicatore
universale vediamo che
le varie soluzioni si
colorano di determinati
colori; questi colori
rappresentano il pH
della sostanza (acida,
basica o neutra)

Per misure più accurate
del pH si può impiegare
uno strumento apposito,
detto PIACCAMETRO.
Esso consente di misurare
il pH immergendo una
sonda costituita da un
elettrodo a vetro posto
direttamente
nella
soluzione e leggendo su
un’apposita
scala
il
valore del pH.
Preparazione di un indicatore
naturale: il succo del cavolo rosso
Liquido di colore blu – viola che a contatto con
sostanze acide diventa rosso, mentre a
contatto con sostanze basiche diventa verde e
perfino giallo
Si taglia a fettine un cavolo rosso
Si pongono le fettine in una pentola e si versa acqua
fino a ricoprirle.
Si pone la pentola su un fornello (anche elettrico).
Si lascia bollire per 30 minuti
Si spegne il fornello e si lascia raffreddare
Si filtra il liquido blu – viola ottenuto in un
recipiente dall’imboccatura larga
Preparazione di cartine indicatrici al succo
di cavolo rosso
Il succo così ottenuto può essere adoperato direttamente,
aggiungendone qualche goccia alla soluzione da analizzare, oppure si
possono preparare delle cartine imbevute
1) Si tagliano a rettangoli dei fogli di cartoncino
bianco o carta da filtro
2) Si pongono tali cartoncini a bagno nel succo
di cavolo rosso in modo che si imbevano bene
3) Dopo circa 30 minuti si tolgono i cartoncini e
si pongono ad asciugare (anche con l’aiuto di
un phon)
4) Si tagliano i cartoncini in striscette che
vengono conservate in una busta chiusa per
conservarle più a lungo
Le striscette così ottenute possono essere adoperate
come le comuni cartine al tornasole
Se, a questo punto, immergiamo queste cartine in più
soluzioni a diverso pH noto (una cartina per ciascuna
soluzione) possiamo ottenere la scala cromatica delle
cartine al cavolo rosso che abbiamo preparato
Soluzione acida
Soluzione basica
VIDEO: preparazione di un indicatore acido-base con il Cavolo
Rosso
http://www.youtube.com/watch?feature=player_detailpage&v=2
gJ0Xp-Rbn8
55