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Home Chimica

Acidi e basi

di Chimicamo
9 Novembre 2022
in Chimica, Chimica Generale
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acidi e basi-chimicamo

acidi e basi-chimicamo

Gli acidi e le basi sono composti sia organici che inorganici che rivestono un ruolo primario nell’ambito della chimica.

Sommario nascondi
1 Acidi forti e acidi deboli
2 Acidi poliprotici
3 Basi forti e basi deboli

Inoltre le soluzioni tampone biologiche costituite da acidi e basi deboli aiutano a mantenere il corpo ad un pH corretto in modo che i processi biochimici possano avvenire in modo ottimale.

Secondo la definizione di Brønsted-Lowry gli acidi sono  specie capaci di donare ioni H+ mentre le basi sono accettore di ioni H+.

Tali definizioni sono connesse tra loro infatti se c’è una specie in grado di donare ioni H+ deve esserci una specie in grado di accettarli. Si consideri ad esempio la reazione tra acido acetico e ammoniaca:

CH3COOH(aq) + NH3(aq) ⇌ CH3COO–(aq)  + NH4+(aq)

 In tale equilibrio l’acido acetico cede uno ione H+ e pertanto si comporta da acido mentre l’ammoniaca accetta uno ione H+ e si comporta da base. Quando reagiscono gli acidi e basi i prodotti sono un nuovo acido e una nuova base; nell’esempio considerato lo ione acetato CH3COO– è una base: infatti lo ione può accettare uno ione H+ per dare l’acido acetico, mentre lo ione ammonio è un acido che può cedere uno ione H+ per dare l’ammoniaca. Pertanto l’acetato è la base coniugata dell’acido acetico mentre lo ione ammonio è l’acido coniugato dell’ammoniaca.

Acidi  forti e acidi deboli

La reazione tra un acido e il solvente è una reazione di dissociazione; gli acidi possono essere suddivisi in due categorie a seconda della loro capacità di donare un protone al solvente: un acido forte come l’acido cloridrico trasferisce completamente il suo protone all’acqua  che a agisce da base:

HCl(aq)  + H2O(l)→ H3O+(aq) + Cl–(aq)

La reazione di una acido forte con l’acqua viene indicata con la freccia unica (→) al posto della doppia freccia (⇌) in quanto HCl può essere considerato, in quanto acido forte, come completamente dissociato.

Si noti che in un altro solvente HCl può non comportarsi da acido forte: ad esempio HCl non agisce da acido forte in metanolo pertanto nella scrittura della reazione acido base si deve usare la doppia freccia:
HCl(aq)  + CH3OH(aq) ⇌  CH3OH2+ (aq) + Cl–(aq)

In acqua gli acidi che sono considerati forti sono:

  •  cloridrico
  •  iodidrico HI,
  • nitrico HNO3
  • bromidrico HBr
  •  perclorico HClO4
  • solforico H2SO4 relativamente alla prima dissociazione.

Un acido debole, come ad esempio l’acido acetico, non si dissocia completamente. Una volta che si è instaurato l’equilibrio, la gran parte rimane indissociato mentre è presente solo una piccola quantità di base coniugata:
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COO–(aq) + H3O+(aq)

  Policarbonati

Tale equilibrio è regolato da una costante di equilibrio Ka data da:

Ka = [CH3COO–][ H3O+]/[ CH3COOH]

il cui valore è pari a 1.8 ∙ 10-5.

Il valore della Ka fornisce informazioni sulla forza dell’acido debole: quanto minore è Ka tanto più debole è l’acido.

Gli acidi monoprotici come l’acido acetico, l’acido nitroso HNO2, l’acido fluoridrico HF hanno un solo idrogeno acido e pertanto hanno una sola costante di dissociazione.

Acidi poliprotici

Vi sono poi acidi che hanno due protoni acidi come ad esempio l’acido solfidrico H2S, H2SO3 e tre protoni acidi come ad esempio l’acido fosforico H3PO4. Tali acidi detti rispettivamente diprotici e triprotici o, più generalmente poliprotici,  sono caratterizzati da due e tre costanti di dissociazione. Riferendoci all’acido fosforico, infatti, vi sono tre equilibri di dissociazione:

H3PO4(aq) + H2O(l) ⇌ H2PO4–(aq) + H3O+(aq)

regolato da una costante di equilibrio:

Ka1 = [H2PO4–][ H3O+]/[ H3PO4] = 7.1 ∙ 10-3

H2PO4–(aq) + H2O(l) ⇌ HPO42-(aq) + H3O+(aq)

regolato da una costante di equilibrio Ka2 = [HPO42-][ H3O+]/[ H2PO4–] = 6.3 ∙ 10-8

HPO42-(aq) + H2O(l) ⇌ PO43-(aq) + H3O+(aq)

regolato da una costante di equilibrio Ka3 = [PO43-][ H3O+]/[ HPO42-] = 4.5 ∙ 10-13

La diminuzione delle costanti acide da Ka1 a Ka3 indica che ogni successivo protone è sempre più difficile da rimuovere. Quindi H3PO4 è un acido più forte rispetto a H2PO4–che a sua volta è un acido più forte rispetto a HPO42-.

Basi  forti e basi deboli

L’esempio più comune di base forte è l’idrossido di un metallo alcalino come NaOH che si dissocia completamente per dare lo ione idrossido:

NaOH(s) → Na+(aq) + OH–(aq)

Una base debole, come ad esempio l’ammoniaca, accetta solo parzialmente un protone dal solvente ed è caratterizzata da una costante basica Kb. Ad esempio l’equilibrio:

NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH–(aq)

è regolato dalla costante Kb:
Kb = [NH4+][[ OH–]/[NH3] = 1.8 ∙ 10-5

Una base debole poliprotica come CO32- e PO43-, analogamente agli acidi poliprotici, è caratterizzata da due o da tre costanti di equilibrio.

 

Tags: acidi diproticiammoniacaione ammoniosoluzioni tampone biologiche

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Il Progetto Chimicamo

Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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