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Riepilogo della definizione di Acido e di Base - Determinazione della acidità e della basicità di una soluzione

chimica


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§          Riepilogo della definizione di Acido e di Base:

Acidi

Basi




Lewis

A + :B ®  A ¾ B

Sostanze che posseggono un orbitale vuoto, quindi utilizzabile per la formazione di un legame covalente. Perciò

 

acido = accettore di elettroni

Sostanze che posseggono un doppietto elettroni 555g63f co, quindi utilizzabile per la formazione di un legame covalente. Perciò

base = donatore di elettroni

Brönsted - Lowry

AH ® A- + H+

Acido = base + protone

AH + B  ® A- + BH

Acido + Base  = Base coniugata + +Acido coniugato

Gli Acidi sono sostanze in grado di cedere protoni.

Le Basi sono sostanze in grado di accettare protoni.

Nota bene:

§         La definizione di acido di Brönsted - Lowry è molto più restrittiva di quella di Lewis perché si applica solo a sostanze protonate.

§         Un acido di Brönsted - Lowry è tanto più forte quanto maggiore è la sua tendenza a donare il protone e una base di Brönsted - Lowry è tanto più forte quanto maggiore è la sua tendenza a legare il protone. Ne deriva che una base di Brönsted - Lowry è tanto più debole quanto più forte è il suo acido coniugato, e un acido è tanto più debole quanto più forte è la sua base coniugata.

Arrhenius:

Si definisce acido una qualunque specie chimica che, dissociandosi in soluzione fornisca ioni idrogeno.

Si definisce base una qualunque specie chimica che, dissociandosi in soluzione fornisca ioni idrossido.


§         Determinazione della acidità e della basicità di una soluzione:

Consideriamo l'equilibrio di dissociazione dell'acqua:

H2O = H +  + OH -

La costante di ionizzazione dell'acqua distillata, misurata a 25 °C, è la seguente:

[H +] [OH -]

                                                    K =                      = 1.8 · 10-16



[H2O]

Come si può osservare il valore di questa costante è molto basso, quindi  si può ritenere l'acqua praticamente indissociata. Ma allora posso determinare la concentrazione di [H2O] semplicemente considerando come base di calcolo un litro di acqua.

Volume della soluzione = 1litro

Peso del soluto (che in questo caso è l'acqua stessa, ossia il solvente stesso) = 1000 grammi; infatti la densità dell'acqua è 1 Kg/l.

Peso molecolare dell'acqua: 18 g/mole.

       

[H2O]= (1000 g/l)  : 18 g/mole = 55.5 moli/l

Di conseguenza la costante di ionizzazione diventa:

[H +] [OH -] = [H2O] · 1.8 · 10-16  

da cui

[H +] [OH -] = 55.5 · 1.8 · 10-16 = 1· 10-14

Il prodotto [H +] [OH -] è definito PRODOTTO IONICO dell'acqua e si indica con Kw:

Kw= [H +] [OH -] = 10-14         PRODOTTO IONICO

Poiché l'acqua si dissocia in uno ione H+ ed in uno ione OH- è ovvio che:

[H +] = [OH -] = (10-14) ^(1/2) = 10-7

§         pH

In base alla definizione di acido e base secondo Arrhenius, aggiungendo un acido all'acqua aumenta la concentrazione di H+, diminuendo quella di OH-, poiché il prodotto ionico dell'acqua deve rimanere costante.

In questo modo soluzioni con una concentrazione H+ uguale a 10-7 sono neutre, soluzioni con concentrazioni superiori (10-6, 10-5,.) sono acide,

soluzioni con concentrazioni inferiori (10-8, 10-9,.) sono basiche.

Per evitare complessi calcoli esponenziali, la concentrazione degli H+, si esprime mediante il pH, definito come l'esponente di 10, con segno cambiato, della concentrazione degli ioni H+ di una soluzione. In termini più rigorosi, il pH è il logaritmo base dieci della  concentrazione degli ioni H+, cambiato di segno.

Esempi:

Se [H+] = 10-3               allora pH= - log10 [H+]= 3

Se [H+] = 10-9               allora pH= - log10 [H+]= 9

Se [H+] = 10-11              allora pH= - log10 [H+]= 11

Sono quindi soluzioni acide, neutre, basiche le seguenti:

pH<7

Soluzioni Acide

pH = 7

Soluzioni Neutre

pH> 7

Soluzioni Basiche

Regole di calcolo con i logaritmi:

log10 (a . b) = log10 a + log10 b

log10 (a / b ) = log10 a - log10 b

log10 1 = 0

log10 1/a = - log10 a







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