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Acidi e basi

  |   Chimica, Chimica Generale

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

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:

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)

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 H2PO4che 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.

 

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