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Gli acidi e le basi - La natura degli acidi e delle basi, Definizione di acido e base, La nomenclatura degli acidi, Le reazioni acido-base, Identifica

Gli acidi e le basi - La natura degli acidi e delle basi, Definizione di acido e base, La nomenclatura degli acidi, Le reazioni acido-base, Identifica
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Chimica

Gli acidi e le basi

La natura degli acidi e delle basi

Le strutture molecolari dell’acido acetico, dell’acido citrico e della vitamina C sono molto diverse, ma queste sostanze hanno alcune proprietà chimiche in comune. In particolare esiste una proprietà chimica, per tutti gli acidi, che rende conto del sapore aspro delle loro soluzioni. È possibile classificare i vari composti sulla base di somiglianze riscontrabili nel loro comportamento chimico. Tali somiglianze emergono dalle reazioni che essi danno. La parola acido deriva dal latino acidus, che significa aspro. Sperimentalmente si osserva che le soluzioni degli acidi:

  1. Hanno sapore aspro, se diluite e, se concentrate, possono provocare ustioni cutanee perché provocano la dissoluzione dei tessuti.
  2. Fanno cambiare il colore, dal blu al rosso, di un colorante vegetale che si chiama tornasole;
  3. Reagiscono chimicamente con le basi neutralizzandone gli effetti;
  4. Reagiscono con alcuni metalli provocandone la dissoluzione, con formazione di ioni metallici e idrogeno gassoso.

Un’altra classe di composti, quella delle basi, rappresenta, in un certo senso, l’opposto degli acidi. Sperimentalmente si osserva che le soluzioni acquose delle basi:



  1. Hanno, se diluite, sapore amaro e sono scivolose mentre, se concentrate, possono causare ustioni cutanee, provocando la dissoluzione dei tessuti;
  2. Cambiano dal rosso al blu il colore del tornasole;
  3. Reagiscono chimicamente con gli acidi neutralizzandone gli effetti.

Definizione di acido e base

Un chimico svedese, Svante Arrhenius, nel 1884 propose la prima definizione veramente significativa di acido e di base. Definì acido una sostanza che libera ioni idrogeno (H) in soluzione acquosa e base una sostanza che libera ioni idrossido (OH‾ ) in soluzione acquosa. Quindi, secondo queste definizioni, sono gli ioni idrogeno e idrossido ad essere legati al comportamento acido-base in acqua. La teoria di Arrhenius non è tuttavia sufficientemente generale da comprendere tutti i composti che mostrano di possedere proprietà acide o basiche.

Il protone (H), è uno ione idrogeno carico positivamente; ossia un nucleo di idrogeno, cioè un atomo di idrogeno senza l’elettrone. Tale particella si forma per rottura di un legame covalente fra l’idrogeno ed un altro elemento, in modo tale che la coppia elettronica originariamente condivisa venga a trovarsi su quest’ultimo elemento. La perdita di un protone da parte dell’acido può essere rappresentata nel modo seguente:

                              H— E—→H⁺ + : E‾

dove Hè il protone, E è un elemento legato con legame covalente all’idrogeno e i due punti ( : ) rappresentano gli elettroni dell’ex- legame covalente. Il protone è una specie chimica del tutto unica: è uno ione idrogeno, ma a differenza di altri ioni quali Nao K⁺, non ha elettroni. Quando un acido perde un protone è una base ad acquistarlo. Ciò significa che dagli acidi non si formano protoni liberi, ma piuttosto che i protoni vengono trasferiti dagli acidi alle basi. Conseguentemente una base è una specie che può formare un legame covalente col protone. La base acquista il protone formando con esso un legame covalente, si genera così una nuova specie costituita dalla base di partenza legata all’idrogeno.

La nomenclatura degli acidi

Per convenzione, la formula di un acido viene scritta cominciando con l’idrogeno. Esempi noti sono: l’acido cloridrico, HCl e l’acido acetico, HCHO. il numero di idrogeni all’inizio della formula è pari al numero di protoni cedibili o trasferibili. L’acido acetico può perdere un solo protone; l’acido solforico, HSO, può perdere due protoni.

Molti non-metalli si combinano con l’idrogeno e l’ossigeno per dare ossiacidi e ossianioni. I più comuni ossiacidi ed ossianioni dell’azoto hanno le formule seguenti:

                                 HNO da cui deriva NO lo ione nitrato

e

                                 HNOda cui deriva NOlo ione nitrito

I nomi degli ossiacidi da cui derivano ioni-ato terminano in –ico. I nomi degli ossiacidi da cui derivano ioni-ito terminano in –oso. Pertanto i nomi degli ossiacidi dell’azoto si ricavano nel modo seguente:

                                NO è lo ione nitrato, HNO è l’acido nitritici

e

                                NO è lo ione nitrito, HNO è l’acido nitroso

Per scrivere la formula di un ossiacido a partire da quella del corrispondente ione poliatomico, bisogna aggiungere a quest’ultima tanti protoni (H) quant’è la carica dello ione. Poiché lo ione fosfato, PO₄⁻, porta tre cariche negative, bisogna aggiungere tre protoni per avere l’ossiacido HPO.

                                PO₄⁻ è lo ione fosfato, HPO è l’acido fosforico

Analogamente i due ossiacidi dello zolfo sono:

                                SO₄⁻ è lo ione solfato, HSO è l’acido solforico

e 

                                SO₃⁻ è lo ione solfito, HSO è l’acido solforoso.

Gli acidi e ossiacidi portanti più di un idrogeno possono formare ioni poliatomici, risultanti dalla perdita di uno o più idrogenioni (H) da parte dell’acido di partenza. Ad esempio, quando l’acido solforico, HSO, perde un protone si forma lo ione idrogeno solfato, HSO. Le cariche di questi ioni corrispondono alla perdita degli idrogeni. La nomenclatura si ricava dal nome dell’anione preceduto dalla parola <<idrogeno>>. Se lo ione porta due idrogeni, alla parola idrogeno si premette il prefisso di- per significare che allo ione sono associati due idrogeni. Così, HPO è lo ione di idrogeno fosfato.

Le reazioni acido-base

Una soluzione di acido acetico ha le proprietà tipiche di un acido. Una soluzione di idrossido di sodio ha le proprietà tipiche di una base. Quando le due soluzioni vengono mescolate, si ottiene una nuova soluzione con proprietà completamente diverse. L’acido e la base si neutralizzano per reazione chimica. Mescolando assieme un acido e una base, l’acido può perdere protoni in favore della base. Affinché un acido possa perdere un protone ci deve essere una base che lo acquisti. L’acido reagisce con la base in una reazione di trasferimento protonico o reazione acido-base. Venga considerato come esempio di reazione acido-base la reazione fra l’acido acetico e lo ione idrossido presente in una soluzione di idrossido di sodio:

          HCHO (aq)  +  OH (aq)   —→  HO  +  CHO (aq)

Esaminando attentamente le formule si nota che un H si trasferisce da HCHO a OH⁻.

Qualsiasi reazione acido-base può essere rappresentata in forma generale nel modo seguente:

      

   H— A  +  B:——→ H—B  +  A:



     Acido        Base               Acido           Base 

In questo tipo di reazione l’acido cede un protone e la base acquista il protone. L’acido cede un protone ad una specie che è capace di legarsi al protone più fortemente che nell’acido originale. Si può quindi dire che un acido, H―A, può cedere un protone trasformandosi nella base A:‾, e che una base, B:, può acquistare un protone per formare l’acido, H―B. In tutte le reazioni acido-base e un acido fra i reagenti ed un altro acido fra i prodotti: l’acido reagente è più forte dell’acido prodotto. Per acido più forte si intende un acido che ha una maggiore tendenza a perdere un protone. Inoltre, in tutte le reazioni acido-base, e una base fra i reagenti e un’altra base fra i prodotti: la base reagente è più forte della base prodotto. Per base più forte si intende una base che ha una maggiore tendenza ad acquistare un protone.

      H―A        +          B:                        H―B         +            A:

  Il protone è legato       Accettore di pro-          il protone è legato           Accettare di pro-

  più debolmente (a-      toni più forte (base       più fortemente (a-          toni più debole

 cido più forte)              più forte)                       cido più debole)              (base più debole)

Si può affermare che, in una reazione acido-base, l’acido più forte reagisce con la base più forte per dare un acido più debole ed una base più debole.

Identificazione degli acidi e delle basi

Ogni acido, come conseguenza della teoria di Brønsted-Lowry, avrà una base corrispondente ed ogni base avrà un acido corrispondente. L’acido e la base che esso forma per trasferimento protonico si chiamano coppia coniugata acido-base. In tutte le reazioni acido-base ci sono due coppie coniugate acido-base.

Quando un acido perde un protone, questo deve essere assunto da una base. Ciò significa che l’acido può cedere un protone solo ad una base e che, in questo modo, può trasformarsi nella sua base coniugata. La base che acquista il protone si trasformerà invece nel suo acido coniugato. Una reazione in cui un protone viene trasferito da un acido ad una base e nella quale si formano i corrispondenti acido e base coniugati è detta reazione acido-base. L’equazione di una reazione acido-base è sempre riconoscibile proprio dal fatto che un protone passa da una specie ad un’altra. Le reazioni acido-base sono reazioni assai comuni in soluzione acquosa. Quando l’acido acetico e lo ione idrossido reagiscono, un protone viene trasferito dall’acido HCHO alla base OH, per formare la base CHO e l’acido HO. In ogni reazione acido-base, secondo Brønsted-Lowry, dobbiamo essere in grado di indicare tutti gli acidi e le basi.

Un acido, quanto più è forte, tanto più facilmente perde un protone; una base, quanto più è forte, tanto più facilmente acquista un protone. Il termine <<più forte>> equivale a <<chimicamente più reattivo>>: gli acidi e le basi <<più forti>> reagiscono per dare acidi e basi più deboli. Nelle reazioni acido-base l’acido può essere riconosciuto sia come donatore di protoni che come specie formatasi da una base che ha acquistato un protone. Viceversa la base può essere sia l’accettore di protoni che la specie formatasi da un acido che ha perso un protone. Quando un acido e una base vengono messi nella stessa soluzione, si può avere una reazione di trasferimento protonico.

Soluzioni acide e soluzioni basiche

Molto frequentemente gli acidi vengono conservati sotto forma di soluzioni, ottenute disciogliendo l’acido in acqua. Similmente, anche molte basi vengono conservate in forma di soluzioni acquose. L’acqua in alcuni casi può fungere da acido, in altri da base; un comportamento, questo, del tutto compatibile con la sua struttura. Una specie che può agire sia come acido che come base si definisce anfotera. Una specie anfotera, infatti, può acquistare o perdere un protone a seconda della natura degli altri composti chimici con cui viene a contatto. A causa del carattere anfotero di questa sostanza si potrà avere anche trasferimento protonico fra due molecole d’acqua, sia in acqua pura che nelle soluzioni acquose.

Un campione d’acqua è costituito in massima parte da molecole d’acqua, e da bassissime concentrazioni di HOe OH. Sia l’acqua pura che le soluzioni acquose che non contengono né acidi né basi hanno uguali concentrazioni di ioni idronio e idrossido. Tali soluzioni vengono dette soluzioni neutre. Quando un acido viene miscelato con l’acqua esso reagisce per produrre una certa quantità di ioni idronio. Una soluzione acquosa avente una concentrazione di ioni idronio maggiore di quella caratteristica dell’acqua pura si definisce soluzione acida. Tutte le volte che un acido viene disciolto in acqua si ottiene una soluzione acida. Le soluzioni fortemente acide contengono concentrazioni elevate di ioni idronio, mentre le soluzioni debolmente acide contengono basse concentrazioni di ioni idronio. Una base, mescolata con l’acqua, reagisce per formare una certa quantità di ioni idrossido. Una soluzione avente una concentrazione di ioni idrossido maggiore di quella caratteristica dell’acqua pura si definisce soluzione basica. Tutte le volte che una base si scioglie in acqua si ottiene una soluzione basica.  Tali soluzioni sono anche note con il nome di soluzioni alcaline. Le soluzioni fortemente basiche contengono concentrazioni elevate di ioni idrossido.

Una scala di acidità e basicità

Tanto una soluzione acquosa di acido cloridrico, quanto una di acido acetico sono soluzioni acide, ma le due soluzioni differiscono per un aspetto molto importante, come risulta dalle reazioni dei due acidi con l’acqua. L’acido cloridrico reagisce completamente per dare ione idronio e ione cloruro. L’acido cloridrico è un esempio di acido forte, così come lo sono l’acido nitrico e l’acido solforico. Gli acidi forti sono quelli che , una volta miscelati con  l’acqua, reagiscono completamente con essa per dare ioni idronio e l’anione corrispondente alla loro base coniugata. L’acido acetico, al contrario degli acidi forti, reagisce con l’acqua in misura minima, per dare pochi ioni idronio oltre allo ione acetato. Gli acidi che reagiscono con l’acqua in misura ridotta per dare basse concentrazioni di ioni idronio e delle loro basi coniugate sono acidi deboli.

Più forte è l’acido, più debole è la sua base coniugata. Un acido forte ha una grande tendenza a perdere un protone, di conseguenza la sua base coniugata avrà una scarsissima tendenza a riassumere il protone.

Le titolazioni

Il processo che consiste nell’aggiungere una quantità misurata di una soluzione o concentrazione nota a un campione di un’altra soluzione, allo scopo di determinare la concentrazione o la quantità di una particolare specie disciolta, si chiama titolazione. L’aggiunta e la misura del volume della soluzione a concentrazione nota si effettua da una buretta. La titolazione in genere si conduce mettendo un campione della soluzione incognita in una beuta e riempiendo la buretta con la soluzione a titolo noto, detta titolante. Il titolante viene sgocciolato lentamente nella beuta finchè la quantità necessaria non è stata aggiunta, sotto agitazione, alla soluzione incognita. Quando tutto il volume necessario di titolante è stato aggiunto, si dice che è stato raggiunto il punto di equivalenza o punto finale della titolazione. Il punto finale di una titolazione viene di solito rivelato mettendo nella beuta una piccola quantità di una sostanza, chiamata indicatore, scelta in modo che reagisca con il titolante quando viene raggiunto il punto finale. Una volta che tutta la sostanza titolata ha reagito col titolante, ogni addizionale traccia di quest’ultimo andrà a reagire con l’indicatore. In genere la reazione fra l’indicatore e il titolante porta alla formazione di un prodotto colorato che può essere osservato visivamente.




Calcoli titrimetrici

Il dato principale che si ottiene da una titolazione è il volume di titolante impiegato. Dal volume e dalla concentrazione del titolante si trova il numero di moli di questa specie, dal quale si possono ricavare le moli della specie titolata, tramite il rapporto molare desunto dall’equazione bilanciata. Per trovare, mediante una titolazione, i grammi di una specie in soluzione conoscendo l’equazione bilanciata di reazione, bisogna disporre dei seguenti dati sperimentali

                      volume del titolante impiegato = Vt     

                             molarità del titolante = Mt

Questi dati, insieme al rapporto molare, servono per trovare le moli della specie titolata. La massa di quest’ultima si può trovare dalle moli utilizzando la massa molare come fattore. Per trovare invece la molarità della soluzione titolata, bisogna misurare il volume iniziale della soluzione da titolare. La molarità si trova dividendo le moli calcolate della specie in soluzione per il volume iniziale della soluzione. Bisogna conoscere l’equazione bilanciata di reazione ed i seguenti dati sperimentali

Volume del titolante                Molarità                   Volume della soluzio-

Impiegato nella tito-      Vt         del                Mt     ne di molarità incogni-    Vu

lazione                                     titolante                    ta

L’impostazione generale dei calcoli per trovare la molarità desiderata è la seguente:

Mu =

Mt

(

Vt

)

(

 rapporto

)

Vu

molare

     

        

In molte titolazioni acido-base c’è un rapporto molare semplice fra l’acido e la base. In tal caso la sequenza di calcoli per trovare la molarità di una soluzione incognita si semplifica, riducendosi all’espressione seguente:

Mu =

Mt

(

Vt

)



Vu

Questa sequenza semplificata si può usare nei calcoli titrimetrici tutte le volte che c’è un rapporto acido-base 1:1 nell’equazione bilanciata della reazione di titolazione.

Il pH

Le soluzioni acide sono caratterizzate dalla presenza dello ione idronio, essendo lo ione idronio responsabile delle proprietà acide di tali soluzioni. Nell’acqua pura, o nelle soluzioni acquose neutre, lo ione idronio e lo ione idrossido sono in equilibrio con l’acqua. Alla temperatura di 25° C la concentrazione di ciascuno di questi due ioni è di 1 x 10⁻⁷ M.

Un acido o una base, quando viene disciolto in acqua, influenza l’equilibrio fra acqua, ione idronio e ione idrossido. Un acido, in soluzione, reagisce con l’acqua e fa crescere la concentrazione di ioni idronio. L’aumentata concentrazione di questo ione provoca uno spostamento dell’equilibrio in direzione dell’acqua, con diminuzione della concentrazione dello ione idrossido. Una soluzione acida è caratterizzata da una concentrazione di ione H3O+ superiore a 10⁻⁷ M e da una concentrazione di OHinferiore a 10⁻⁷ M. una base, in soluzione, fa crescere la concentrazione di ioni idrossido. Tale aumento provoca uno spostamento dell’equilibrio in direzione dell’acqua e una conseguente diminuzione della concentrazione dello ione idronio. La scala del pH è basata sulla seguente definizione: il pH è il logaritmo negativo (cologaritmo) della concentrazione dello ione idronio: pH = ― log [H3O]. Dove [H3O] rappresenta la molarità dello ione idronio.

Nella scala dei pH si usano i logaritmi in modo da esprimere le concentrazioni dello ione idronio come potenze di 10. il termine <<pH>> può essere infatti considerato come composto da (p) potenza e da (H) concentrazione dello ione idronio. Dato però che i logaritmi delle concentrazioni idrogenioniche sono quasi sempre negativi, si preferisce usare i cologaritmi (ossia moltiplicare i logaritmi per –1). In tal modo il pH di una soluzione è di regola positivo. L’uso della scala del pH riduce la variazione della potenziale concentrazione dello ione idronio ad un intervallo che va da circa 0 a 14.

Le soluzioni con pH inferiore a 7 sono acide, mentre le soluzioni con pH superiore a 7 sono basiche (dette anche alcaline). Una soluzione neutra a 25°C ha pH 7. le soluzioni con pH basso sono più acide di quelle con pH alto. Il pH rappresenta così un modo molto conveniente per esprimere la concentrazione idrogenionica di una soluzione.

Le costanti di acidità

Quando un acido debole viene posto in acqua, esso reagisce con l’acqua stessa secondo una reazione di equilibrio. Gli acidi deboli si pongono in equilibrio dinamico con l’acqua. L’equilibrio si raggiunge quando la velocità della reazione diretta e quella della reazione inversa sono uguali. Le soluzioni degli acidi, appena preparate, raggiungono in brevissimo tempo l’equilibrio. In tali condizioni la soluzione contiene ben precise concentrazioni delle diverse specie. I valori particolari delle concentrazioni delle altre specie dipendono dall’acido in gioco. All’equilibrio il rapporto fra le concentrazioni dei prodotti e quelle dei reagenti è costante. Questa situazione può essere rappresentata da una costante di equilibrio

Ka =

 [HO][A]

[HA][HO]

La costante di equilibrio relativa ad un acido debole si chiama costante di acidità e viene rappresentata dal simbolo Ka. L’espressione sopra riportata della costante di acidità stabilisce che il prodotto delle concentrazioni molari dello ione idronio e della base coniugata, diviso per la concentrazione molare dell’acido debole dà una costante. Ad una data temperatura, questa costante mantiene lo stesso valore per qualsiasi soluzione dell’acido.

Le soluzioni tampone

Quando una piccola quantità di acido viene aggiunta all’acqua, il pH si abbassa e la soluzione diventa acida. Quando una piccola quantità di base viene aggiunta all’acqua pura, il pH aumenta e la soluzione diventa basica. Il siero, che è la parte fluida del sangue, si comporta in modo diverso: esso ha pH 7,4, ma quando una piccola quantità di acido o di base gli viene aggiunta, il pH cambia solo trascurabilmente. La differenza fra il siero e l’acqua sta nel fatto che il primo è una soluzione tampone, ossia una soluzione che resiste ai cambiamenti di pH, anche in seguito all’addizione di piccole quantità di acido o di base. Il siero è un sistema tampone naturale contenente più di un agente tamponante. Un tampone semplice consiste di una miscela di un acido debole e della sua base coniugata, in concentrazioni simili. Soluzioni tampone più complesse sono miscele di più acidi e più basi. Il sangue contiene vari sistemi tampone, uno dei quali è costituito dallo ione diidrogenofosfato, HPO, e dalla sua base coniugata, lo ione idrogenofosfato, HPO₄⁻, in equilibrio fra loro. Questo equilibrio serve a mantenere il pH relativamente costante, come risultato della tendenza delle varie specie a mantenere le loro concentrazioni di equilibrio. Quando al tampone viene aggiunta una certa quantità di acido, o di base, l’equilibrio si sposta nella direzione che tende ad assorbire il cambiamento di acidità. Nonostante ciò, il sistema tampone ione diidrogenofosfato-ione idrogenofosfato è in grado di mantenere entro i limiti critici la concentrazione dello ione idronio nel sangue. In pratica in chimica i tamponi vengono usati quando sono richieste soluzioni di pH particolare, capaci di resistere a variazioni di pH in seguito all’aggiunta di piccole quantità di acidi o di basi. Essi possono essere preparati mescolando l’acido e la base coniugata in proporzioni opportune. Per fare ciò si può aggiungere un composto ionico della base coniugata alla soluzione dell’acido debole.






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