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Riepilogo della definizione di Acido e di Base:
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Acidi |
Basi |
LewisA + :B A 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 - LowryAH 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. |
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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. |
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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:
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pH<7 |
Soluzioni Acide |
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pH = 7 |
Soluzioni Neutre |
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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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