Lic. classico”D.A. Azuni” Sassari
Equilibri ionici in soluzione acquosa
Acidi e basi
Prof. Paolo Abis
Le proprietà dell’acqua
La molecola dell’acqua è polare
In un legame covalente polare la condivisione degli
elettroni tra gli atomi è asimmetrica e crea una molecola
polare (dotata cioè di poli con cariche parziali opposte).
la molecola dell’acqua
L’acqua è il solvente più diffuso ed importante in
natura
I soluti polari o ionici si sciolgono quando le molecole
d’acqua li circondano, formando soluzioni acquose.
Na+
–
+
–
Cl–
+
–
+
–
Ioni in
soluzione
Na+
Cl–
+
–
+
–
–
+
+
–
–
Cristallo
di sale
–
IONIC COMPOUNDS
Many reactions involve ionic compounds, especially
reactions in water — aqueous solutions.
KMnO4 in water
K+(aq) + MnO4-(aq)
Dissociazione elettrolitica
Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni
Il fenomeno è dovuto al legame ione – dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni
NaCl ⇋ Na+ + Cl-
Na+
Cl−
δ–
δ+
Cl−
H+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
Na+
Cl−
HCl ⇋ H+ + Cl-
Soluzioni Elettrolitiche
•
Le sostanze che in acqua producono ioni si vengono dette elettroliti
•
La dissociazione da cui si originano si dice dissociazione elettrolitica
•
Le soluzioni che così si formano sono dette soluzioni elettrolitiche
Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia
completamente
Acidi forti: HCl, HBr, HNO3, HClO4, H2SO4
Elettrolita debole = specie chimica che in soluzione si dissocia
parzialmente
Acidi deboli: H2CO3, H2SO3, H3PO4, H3PO3, H2S,
HF,
ACIDI E BASI
Gli acidi sono conosciuti ed utilizzati da molti secoli
Il più antico, ed il primo per cui è stato utilizzato il
termine di origine latina “acidus” (aspro), sembra
essere l’acido acetico contenuto nell’aceto.
Gli acidi hanno:
• sapore aspro,
• reagiscono coi metalli, producendo
idrogeno
• col calcare, producendo CO2
ACIDI E BASI
Anche le basi, un tempo dette alcali, sono
conosciute fin dall’antichità
Le basi hanno
• sapore amaro,
• sono untuose al tatto,
• reagiscono con gli acidi
neutralizzandoli
Teorie Acido-base
• Teoria di Arrhenius
• Teoria di Brønsted e Lowry
• Definizione di Lewis
La teoria di Arrhenius
La prima vera teoria sulla natura degli acidi e
delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico
svedese di fine ‘800 premio Nobel
Tutti gli acidi liberano in acqua ioni H+, tutte
le basi liberano in acqua ioni OH-
HX
→
H+ + X−
MOH → M+ + OH−
Svante August Arrhenius
Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927
Insufficienza della definizione di
Arrhenius:
• Gli acidi e le basi esistevano solo in acqua
• Le uniche basi erano gli idrossidi
• Molte basi, come per esempio NH3, non possono formare
OH-(aq) per semplice dissociazione elettrolitica. La
reazione acido-base deve essere di tipo diverso.
La teoria di Brønsted e Lowry 1923
• Le reazioni acido-base sono considerate come reazioni di
trasferimento protonico.
Un acido è una specie che dona un protone H+
Una base è una specie che accetta un protone H+
• Secondo questa teoria la ionizzazione di HCl in acqua è
vista come il trasferimento di un protone da HCl ad H2O:
HCl +
acido
H2O
base

H3O+ +
Cl-
La teoria di Brønsted e Lowry
•
La teoria di Brønsted e Lowry è più generale della teoria di Arrhenius.
•
Acidi e basi non sono più vincolati al mezzo acquoso
•
Un acido può esistere solo in presenza di una base e viceversa
•
Lo ione H+ non può esistere isolato, perché troppo reattivo, ma può
solo passare da un acido ad una base durante una reazione chimica
•
Alcune sostanze possono agire da acido o da base a seconda della
specie con cui reagiscono
“coppie acido-base coniugate”
ione nitrito
acido nitroso
ione idrossonio
HNO2(aq) + H2O(l) ⇄ NO2-(aq) + H3O+(aq)
acido 1
base 2
acido 2
base 1
1a coppia
2a coppia
Le specie coniugate
differiscono per un
protone (H+)
“coppie acido-base coniugate”
ione ammonio
ammoniaca
ione ossidrile
NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
base 1
acido 2
base 2
acido 1
1a coppia
2a coppia
Le specie coniugate
differiscono per un
protone (H+)
Ammoniaca, NH3
Carenze della teoria di Brønsted e Lowry
 Vi sono alcune sostanze che portano ad una
variazione del pH di una soluzione:
 senza accettare o donare protoni.
 Serve un modello più generale di cui gli altri
modelli sono dei casi speciali.
Definizione di Lewis
Acido = accettore di una coppia di elettroni
Base = donatore di una coppia di elettroni
Lewis Acids
E’ definito acido di Lewis un accettore di una coppia di
elettroni.
Lewis Acids
E’ definita base di Lewis un donatore di una coppia di
elettroni.
Lewis Bases
Qualsiasi composto che può essere una base di Brønsted–
Lowry è anche una base di Lewis.
Anche reazioni senza trasferimento protonico possono essere
classificate come reazioni acido-base secondo Lewis
Equilibri ionici in soluzione acquosa
il pH
Dissociazione ionica dell’acqua
La conducibilità elettrica dell’acqua è stata spiegata con
la presenza di ioni positivi H+ e negativi OHAlcune molecole di acqua hanno subito una
dissociazione ionica
La concentrazione degli ioni positivi e negativi è la stessa
H
H
O
H
H
O
H
O
H
+
H
O
H
Dissociazione ionica dell’acqua
Un atomo di idrogeno di una
molecola di acqua si lega
all’atomo di ossigeno di una
diversa molecola
legame idrogeno
H
legame dativo
H O
H
O
H
ione idronio
H3O+
-
+
H
O
H
L’atomo di idrogeno lascia
l’elettrone e, come ione H+,
si lega all’ossigeno
dell’altra molecola di acqua
+
eH O
H
Ione ossidrile
OH-
Dissociazione ionica dell’acqua
L’equilibrio di autoionizzazione dell'acqua è
rappresentato dalla seguente equazione:
H 2O + H 2 O
⇌
H3O+ + OH-
L'equazione che definisce il prodotto ionico dell'acqua,
rappresentato dal simbolo Kw è:
Kw = [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]
Dissociazione dell’acqua
A 25oC
quindi:
[H+] = [OH-] = 1,0  10-7 mol l-1
Kw = 1,0  10-14
(a 25 °C)
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.
Dissociazione dell’acqua
L’acqua come debolissimo elettrolita ha il seguente
equilibrio di dissociazione:
2 H2O ⇄ H3O+ + OHo, nella forma teorica:
H2O ⇄ H+ + OHPer cui la costante dell’equilibrio sarà:


[ H ][OH ]
k
[ H 2O ]
Dissociazione dell’acqua
Essendo la concentrazione dell’acqua una costante, sarà


k[ H 2O]  kW  [ H ][OH ]  1 10
14
a 25C
La kW prende il nome di :
• COSTANTE DI DISSOCIAZIONE O
• DI IONIZZAZIONE DELL’ACQUA anche
• PRODOTTO IONICO
Dissociazione dell’acqua
Poiché


[ H ]  [OH ]
Si può affermare che


[ H ]  [OH ]  10
7
[H3O+] = 1•10−7M
ma 1•10−7 M = 0.0000001M
Dissociazione dell’acqua
Per cui possiamo dire che:
[H+]=10-3 è certamente una soluzione acida
[H+]=10-8 è certamente una soluzione basica
Quindi valori numerici dell’esponente minori di 7
esprimono soluzioni acide, maggiori di 7
esprimono soluzioni basiche
In questo modo, una volta che sia nota la concentrazione di ioni H+ di una
soluzione è sempre possibile calcolare immediatamente quella di ioni OH-.
Ne deriva che tanto il grado di acidità che di basicità di una soluzione
acquosa si può misurare come funzione della sola concentrazione di ioni H+.
Dissociazione dell’acqua
Il pH
Per maneggiare meglio numeri così piccoli si è deciso di
usare una misura detta :
pH
pH = - log [H3O+]
logaritmo in base 10 !
pH
Dato che per definizione:
• Logaritmo di un numero è la potenza alla quale deve elevarsi il
numero 10 (base dei logaritmi) per ottenere il quel numero
• Si definisce il pH il logaritmo dell’inverso della concentrazione degli
ioni idrogeno
• O, il che è lo stesso, il logaritmo decimale cambiato di segno della
concentrazione degli ioni H+
1

pH  log


log[
H
]

[H ]
Scala del pH
Valori di pH per diversi campioni:
Acido:
Neutro:
Basico:
pH
pH
pH
da 1 a 6
=7
da 8 a 14
Più piccolo il pH più grande l’acidità,
ossia [H3O+]
Scala del pH
Indicatori
Il pH si misura attraverso sostanze dette indicatori, che cambiano di colore
a seconda dell’acidità o basicità della soluzione con cui entrano in contatto
Esistono vari indicatori ognuno dei quali è utilizzato per misurare uno
specifico valore di pH, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di
colore
pHmetro
Indicatore
universale
tornasole
Esistono
inoltre
apparecchi
elettronici
con
sonda
ad
immersione detti pHmetri
Scala del pH
Scala del pH
0
1
Soluzione acida
OH–
OH–
OH–
H+ H+
–
OH– OH
+
+
H
H+ H
Soluzione neutra
OH–
OH–
H+ OH–
OH– OH– –
OH
H+
OH–
Soluzione basica
NEUTRALITÀ
[H+]=[OH–]
2
Succo di limone, succhi gastrici
3
Succo di pompelmo
4
Succo
di pomodoro
5
6
Urina
7
Acqua pura
Sangue umano
8
BASICITÀ in aumento
H+ H+
ACIDITÀ in aumento
+
H+ H
+
H OH– H+
OH– H+ H+
Acqua di mare
9
10
Bicarbonato
11
12
13
14
Ammoniaca
per uso domestico
Candeggina
per uso domestico
Schiuma detergente
per forni
Acqua
Valori di concentrazioni normali
H+
OH-
pH
pOH
1
10-14
0
14
0,1
10-1
10-13
1
13
0,01
10-2
10-12
2
12
0,001
10-3
10-11
3
11
0,0001
10-4
10-10
4
10
0,00001
10-5
10-9
5
9
0,000001
10-6
10-8
6
8
A
C
I
D
I
T
À
0,0000001
10-7
10-7
7
7
NEUTRALITÀ
0,000001
10-8
10-6
8
6
0,00001
10-9
10-5
9
5
0,0001
10-10
10-4
10
4
0,001
10-11
10-3
11
3
0,01
10-12
10-2
12
2
0,1
10-13
10-1
13
1
10-14
1
14
0
B
A
S
I
C
I
T
À
CONCENTRAZIONE N
HCl
NaCl
1
1
 
kW  k H 2O  H  OH



a 25C
H   10

 pH
AMBIENTE
pH  log
 
1
  log H 

[H ]