Acidi e Basi. Qual è la definizione di acido e di base dal punto di vista della chimica?

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1 Acidi e Basi Acido è una parola che deriva dal latino acetum (aceto). Col tempo la parola si è estesa a tutte le sostanze che hanno un sapore acidulo. Basi o alcali (dall arabo al kali = la cenere delle piante) sono le sostanze in grado di neutralizzare gli acidi. Qual è la definizione di acido e di base dal punto di vista della chimica?

2 Definizione di Arrhenius (1887) Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 Stoccolma, 1927 Premio Nobel per la Chimica 1903 acidi e basi sono composti che in acqua danno luogo a dissociazione elettrolitica: Acido H + (aq) +... Base OH - (aq) +... Neutralizzazione acido-base: H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l)

3 Secondo la teoria di Arrhenius: Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide H 2 O HCl H + + Cl - Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche H 2 O NaOH Na + + OH -

4 Insufficienza della definizione di Arrhenius: Molte basi, come per esempio l ammoniaca, NH 3, non possono formare OH - (aq) per dissociazione elettrolitica. La reazione acido-base deve essere quindi di tipo diverso.

5 Johannes Nicolaus Brønsted Definizione di Brønsted e Lowry (1923) Thomas Martin Lowry (per acidi e basi in soluzione acquosa) Acido = donatore di protoni Base = accettore di protoni

6 Esempi di reazione acido-base secondo Brönsted- Lowry HCl (gas) + H 2 O H 3 O + + Cl - H 3 O + + Cl - + NH 3 H 2 O NH Cl - + H 2 O HCl (gas) + NH 3(gas) NH 4 Cl - (sol) in assenza di solvente

7 Esempio. Nelle seguenti reazioni, qual è l acido e quale la base? NaOH OH - + Na + Base HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Coppia coniugata acido-base Acido Base Base Acido NH 3 + H 2 O OH - + NH 4 + Base Acido Base Acido

8 coppie acido-base coniugati acido nitroso ione nitrito ione idrossonio HNO 2 (aq) + H 2 O(l) NO 2- (aq) + H 3 O + (aq) acido 1 base 1 coniug acido 2 coniug base 2

9 ammoniaca ione ammonio ione ossidrile NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) base 1 acido 2 acido 1 coniug base 2 coniug

10 Un acido è una sostanza in grado di cedere ioni H + un donatore di protoni una sostanza cui può essere strappato uno ione H + Una base è una sostanza in grado di acquistare ioni H + un accettore di protoni una sostanza che può strappare uno ione H + ad un acido Come appare evidente, i due scienziati costruirono la loro teoria esclusivamente in funzione del protone

11 L'implicazione più importante della teoria di Bronsted e Lowry è che una reazione acido-base consiste nel trasferimento di un protone da un acido ad una base. La teoria introduce inoltre due concetti estremamente importanti: a. quello di forza RELATIVA di acidi e basi. b. quello di COPPIE ACIDO-BASE coniugate.

12 Per riassumere in un'unica sintesi questi concetti, si ponga attenzione alla seguente reazione e alle definizioni date delle singole specie: se si vuole far reagire un acido con una base occorre sapere in che senso è spostato l equilibrio IMP! L'equilibrio della reazione è sempre spostato dalla parte delle specie più deboli. NH 3 + H 2 O = NH OHacido + acido + forte debole acido acido coniugato coniugato della base della base ammoniaca ione ossidrile base + debole base coniugata dell'acido ione ammonio base + forte base coniugata dell'acido acqua

13 Forza relativa di acidi e basi La forza relativa di un acido (o di una base) può essere considerata in funzione della loro tendenza a perdere (accettare) un protone. Gli acidi più forti sono quelli che perdono più facilmente i loro protoni. Analogamente le basi più forti sono quelle che accettano un protone più facilmente. Un ACIDO FORTE è una sostanza che in acqua è completamente ionizzatato, o meglio, è completamente dissociato: HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) acido base acido base La reazione è spostata completamente verso destra, per cui l acido cloridrico è un acido forte. Se si considera la reazione inversa, questa avviene in piccolissima parte (praticamente non avviene). In essa lo ione Cl - agisce come base accettando un protone dall acido H 3 O +, ma è una base estremamente debole.

14 HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) acido base acido base più forte più debole Questa reazione si può considerare anche in funzione della forza relativa tra HCl e H 3 O +. HCl perde il protone più facilmente di H 3 O + ed è quindi un acido più forte e la reazione è spostata verso destra. Un ACIDO DEBOLE è una sostanza che in acqua non è completamente ionizzato, cioè è parzialmente DISSOCIATO.

15 Si può quindi scrivere la seguente tabella In realtà nella tabella HNO 3,H 2 SO 4,HCl, HBr, HI e HClO 4 sono tutti acidi forti (=completamente dissociati in acqua) ed è quindi evidente che per stabilire la forza relativa di questi acidi occorre procedere diversamente da quanto fatto in precedenza.

16 Un acido forte è una sostanza che ha una costante di dissociazione acida (K a ) maggiore di 1 o meglio di solito maggiore di 10-2 Al gruppo degli acidi forti appartengono solamente sei sostanze: acido solforico (H 2 SO 4, facente parte del liquido della batteria dell'automobile) acido cloridrico (HCl, chiamato anche acido muriatico) acido nitrico (HNO 3, importante componente dell'acqua regia) acido iodidrico (HI) acido perclorico (HClO 4 ) acido bromidrico (HBr) Ka o Kb alta ( ) Ka o Kb bassa ( ) pka o pkb bassa pka o pkb alta Acidi: di solito quasi tutti con Ka <<1

17 Forza degli acidi e struttura molecolare Abbiamo finora valutato la forza degli acidi in maniera empirica. Possiamo però in alcuni casi correlare la forza relativa di una serie di acidi alla loro struttura molecolare. La forza di un acido dipende dalla facilità con cui il protone H + è rimosso da legame X H nella specie acida. I fattori che determinano le forze relative degli acidi sono principalmente due: - La polarità del legame X H: - X H + Più il legame è polarizzato (con la carica positiva sull idrogeno) maggiore è la polarità del legame. - La forza del legame X H con cui il protone è legato ad X che a sua volta dipende dalle dimensioni dell atomo X: più grande è l atomo più debole è il legame e quindi maggiore è l acidità.

18 Consideriamo una serie di acidi binari HX formati dagli elementi del gruppo VII A, il cui ordine di acidità è HF<HCl<HBr<HI L elettronegatività degli elementi X diminuisce lungo il gruppo e quindi la polarità di H-X aumenta. Nonostante questo le dimensioni di X aumentano ed è questo secondo fattore a prevalere. Questo vale anche per gli idracidi formati dagli elementi del VI e V gruppo. Andando invece da sinistra a destra lungo un periodo l elettronegatività aumenta mentre le dimensioni diminuiscono, benchè di poco. In questo caso è il fattore polarità a prevalere e l acidità degli idracidi H n X aumenta da sinistra a destra lungo un periodo: NH 3 (base)<h 2 O<HF

19 Gli equilibri acido-base: Ka, Kb Se applichiamo la legge di azione delle masse ad un acido: HA + H 2 O H 3 O + + A - Ka = [ H 3 O + ] [A - ] [ HA ] La costante di dissociazione di un acido (Ka) (cioè la costante di equilibrio dell acido) esprime la tendenza dell acido a dissociare e quindi anche la sua forza (ricordare che un acido è forte se si dissocia molto, è debole se si dissocia poco)

20 Analogamente se applichiamo la legge di azione delle masse ad una base avremo la costante di dissociazione della base Kb A - + H 2 O OH - + HA Kb = [ OH - ] [ HA ] [ A - ] La costante di dissociazione di una base (Kb) (sarebbe la costante di equilibrio della base) esprime la tendenza della base a dissociare e quindi anche la sua forza (ricordare che una base è forte se si dissocia molto, è debole se si dissocia poco)

21 Autoprotonazione dell acqua 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq)

24 Autoprotonazione dell acqua 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) - +

25 L'acqua è debolmente dissociata secondo l'equilibrio: H 2 O H + + OH - In accordo con la legge di azione di massa, la costante di equilibrio di questa reazione è: che a 25 C vale ca. 1.8 x mol/litro

26 Tale valore indica che il no. di molecole di acqua dissociate è estremamente piccolo in confronto al no. di molecole di acqua indissociate: solo 2 molecole di acqua su circa 1 miliardo sono presenti in forma dissociata. A causa di questa debole dissociazione, la concentrazione molare dell'acqua può essere considerata costante; pertanto il suo valore può essere "inglobato" nella costante di equilibrio, in modo da definire una nuova costante, detta Kw, che vale: K w = K eq [H 2 O] = [H + ] [OH - ] = =1.8 x x = 1 x concentrazione molare (M) dell H 2 O

27 Prodotto ionico dell acqua 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) K w = [H 3 O + ] [OH - ] A 25 C si ha K w = Soluzione neutra: [H 3 O + ] = [OH - ] Soluzione acida: [H 3 O + ] > [OH - ] Soluzione basica: [H 3 O + ] < [OH - ]

28 a 25 C ph = -log 10 [H 3 O + ] poh = -log 10 [OH - ] K w [H 3 O + ] ph < 7 poh > 7 soluzione acida soluzione neutra ph = poh = 7 soluzione basica ph > 7 poh < 7

29 Il ph e la sua scala ph = -log [H 3 O + ] poh = -log [OH - ] ph + poh = pk w = 14 Soluzioni basiche ph basicità crescente acidità crescente poh Soluzioni acide

30 Il calcolo del ph (acidi forti) Si calcoli il ph di una soluzione di 0.1 M di HCl HCl è un acido forte con K a > 1 quindi in H 2 O si dissocia completamente: [H 3 O + ] derivante dall acido = [HCl] = 0.1 M -1 ph = -log 0.1 = 10 = 1 Il ph risultante è acido

31 Il calcolo del ph (basi forti) Si calcoli il ph di una soluzione di 0.1 M di NaOH NaOH è una Base forte con quindi in H 2 O si dissocia completamente: [OH-] derivante dalla base = [NaOH]= 0.1 M -1 poh = -log 0.1 = 10 = 1 Quindi poiché ph + poh = 14 Il ph = 14 1 =13 Il ph risultante è basico

32 esercizi Il ph ( di una soluzione) è il log dell inverso della concentrazione idrogenionica [H3O+] x [ OH-] = ph+ poh= Calcolare il ph di una soluzione di HCl 0.01 M 2. Calcolare il ph di una soluzione di HCl M 3. Calcolare il ph di una soluzione di NaOH 0.01 M 4. Calcolare il ph di una soluzione dinaoh M 5. Qual è la concentrazione molare di una soluzione di HCl a ph=3 6. Qual è la concentrazione molare di una soluzione di HCl a ph=5 7. Qual è la concentrazione molare di una soluzione di NaOH a ph=9 8. Qual è la concentrazione molare di una soluzione di NaOH a ph=7 9. Calcolare il ph di una soluzione di HCl 10-8

33 RICORDIAMO CHE: Come si ha il passaggio dalla concentrazione di H 3 O + al ph e OH - al poh, così anche per gli acidi e le basi deboli, che hanno valori di Ka e Kb piuttosto piccoli, è necessario passare alla misura logaritmica. Si definisce pka il logaritmo negativo, in base 10, della Ka dell acido pka = -Log Ka= Log 1/Ka Si definisce pkb il logaritmo negativo, in base 10, della Kb della base pkb = -Log Kb= Log 1/Kb RIASSUMENDO: Il ph è sempre riferito ad una soluzione, invece il pk deve essere riferito ad un acido (pka) o ad una base (pkb).

34 Gli equilibri acido-base in medicina indicano l'insieme dei processi fisiologici che l organismo mette in atto per mantenere al suo interno un livello di acidità compatibile con lo svolgimento delle principali funzioni metaboliche. Grazie a questi processi, il ph del sangue è mantenuto su valori compresi tra 7,35 e 7,45. Il mantenimento costante del ph del sangue e dei tessuti è lo scopo principale della regolazione acido-base.

35 IMPORTANTE!! LIQUIDI CORPOREI

36 Il ph dei liquidi corporei La vita e compatibile con valori ristretti del ph ematico ( ) I processi metabolici generano quantità di acidi e di basi. Gli apparati dell organismo umano corrispondono a zone distinte, ciascuna caratterizzata da un diverso valore di ph che permette loro lo svolgimento di determinate funzioni: è noto come a livello gastrico sia necessario un ph acido per consentire il processo digestivo. In questo contesto, il ph può giungere anche a valori molto bassi, pari ad 1; gli stessi valori del ph, tuttavia, non sono compatibili con la vita se presenti a livello ematico. Esistono sistemi nel corpo che controllano il valore del ph dei liquidi corporei Sistemi tampone del plasma e del liquido interstiziale (H 2 CO 3 /HCO 3- ) Sistemi dei liquidi intracellulari (Hb, proteine) Respirazione (CO 2 ) che normalizza il ph in minuti Reni (allontanamento acidi fissi e recupero di basi come NaHCO 3 ) che normalizzano il ph in giorni.

37 Regolazione acido base: Produzione metabolica ed eliminazione di acidi ed alcali Le variazioni di ph nei liquidi organici devono essere mantenute entro limiti molto ristretti Liquidi corporei ph Bile cistica 5,6 8,0 Citoplasma cellule muscolari scheletriche 6,9 Feci 5,9 8,5 Liquido cerebrospinale 7,35 Saliva 5,8 7,1 nei mammiferi il ph è mantenuto entro valori compresi nell intervallo Sangue arterioso 7,40 Sangue venoso 7,35 Succo gastrico 0,7 3,8 Succo intestinale 7,0 8,0 Succo pancreatico 7,5 8,8 Urina 4,5 8,0

38 IDROLISI DEI SALI o idrolisi salina (reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica) NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) in acqua non dà reazioni acido-base Cl - è la base coniugata di HCl, ma quest ultimo è un acido così forte che Cl - è una base con forza praticamente nulla

39 NH 4 Cl(s) NH 4+ (aq) + Cl - (aq) NH 4 + è l acido coniugato di NH 3, e quest ultimo è una base debole quindi NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) K b [NH4 ][OH [NH ] 3 - ] NH 4+ (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) [NH3][H3O K a [NH ] IDROLISI ACIDA 4 ]

40 NaHCO3 Na + (aq) + HCO3 - Bicarbonato di sodio HCO 3 - è la base coniugata di H 2 CO 3, e quest ultimo è un acido debole quindi avremo IDROLISI BASICA Infatti a cosa serve il bicarbonato di sodio?

41 STOMACO Mucosa gastrica Cl - H + Cl - H + H + Cl - Cl - H + ph = 1 equivalente ad una soluzione 0.1 M di HCl L eccessiva produzione di acido è causa di ulcerazioni

42 ANTI-ACIDI PIU COMUNI Bicarbonato di sodio (Alka Seltzer) NaHCO 3 Na + + HCO 3 - HCO H + H 2 CO 3 Carbonato di calcio (Di-Gel) CaCO 3 Ca 2+ + CO 3 2- CO H + H 2 CO 3 Idrossido di alluminio (Amphogel) Al(OH) 3 Al OH - 3 OH H + 3 H 2 O Idrossido di alluminio + idrossido di magnesio (Maalox) Al(OH) 3 + Mg(OH) 2

43 Effetti collaterali a livello gastrico dell aspirina (ac. Acetilsalicilico) H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ L acetilsalicilico è un acido debole pka 3 H+ H+ H+ H ph = 1 Permea in forma neutra H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H ph = 7.4 ph < 7.4