Acidi e basi: Concetti chiave

Ecco gli appunti di studio:

Acidi e Basi: Definizione ed Evoluzione dei Modelli

• Nel tempo, sono emersi tre modelli principali per la definizione di acidi e basi, tutti ancora validi.
• Il modello di Arrhenius classifica acidi e basi in base alla produzione di ioni idrogeno (H+) e idrossido (OH-) in acqua.
• Il modello di Brønsted-Lowry si basa sulla cessione o sull'acquisto di ioni idrogeno (H+).
• Il modello di Lewis considera la cessione o l'acquisto di coppie di elettroni.

Modello di Arrhenius: Caratteristiche e Limiti

• Un acido è una sostanza che, disciolta in acqua, produce ioni idrogeno (H+) e un corrispondente ione negativo.
• Esempio: HCl → H+ + Cl-.
• Una base, secondo Arrhenius, produce ioni idrossido (OH-) e un corrispondente ione positivo quando disciolta in acqua.
• Esempio: NaOH → Na+ + OH-.
• La teoria spiega perché acidi e basi hanno proprietà simili, ovvero la capacità di rilasciare ioni H+ o OH- in acqua, e perché si neutralizzano a vicenda.
• Esempio di neutralizzazione: HCl + NaOH → NaCl + H₂O.
• La teoria di Arrhenius ha due limiti principali: si applica solo a reazioni in soluzione acquosa e classifica come basi solo i composti contenenti OH-.

Modello di Brønsted-Lowry: Donazione e Accettazione di Ioni Idrogeno

• Gli acidi sono sostanze capaci di donare ioni H+ ad altri ioni o molecole.
• Le basi accettano ioni H+ da altri ioni o molecole.
• Gli acidi non si dissociano in acqua, ma trasferiscono H+ a un'altra molecola, in particolare all'H₂O.
• Esempio: HCl + H₂O → H₃O+ + Cl-.
• Gli acidi non producono ioni H+ in soluzione, ma ioni idronio (H₃O+).
• L'acqua (H₂O) può sia accettare che cedere ioni H+, comportandosi da acido o base (anfiprotica).

Autoionizzazione dell'Acqua e Prodotto Ionico

• L'autoionizzazione dell'acqua implica il trasferimento di un protone da una molecola di H₂O a un'altra.
• L'acqua può agire da acido debole o base debole, formando piccole quantità di ioni H₃O+ e OH-.
• Anche la dissociazione dell'acqua è regolata da una costante di equilibrio, Kw.
• Kw = [H₃O+][OH-] = 1.0 x 10⁻¹⁴.
• Aggiungendo un acido all'acqua, [H₃O+] aumenta e [OH-] diminuisce, mantenendo costante il prodotto delle concentrazioni.

Scala del pH: Misura di Acidità e Basicità

• Il pH è una misura dell'acidità o basicità di una soluzione.
• pH = -log₁₀[H₃O+].
• pH + pOH = 14.
• Una soluzione è neutra quando [H₃O+] = [OH-] = 1.0 x 10⁻⁷ (pH = 7).
• Una soluzione è acida quando [H₃O+] > 1.0 x 10⁻⁷ (pH < 7).
• Una soluzione è basica quando [H₃O+] < 1.0 x 10⁻⁷ (pH > 7).

pH nel Corpo Umano e nell'Ambiente

• Saliva: pH 5.8-7.1
• Sangue: pH 7.4
• Stomaco: pH 1.6-1.8
• Pancreas: pH 7.5-8.8
• Intestino crasso: pH 5.0-7.0
• Intestino tenue: pH 8.5
• Urina: pH 4.6-8.0
• Il pH del terreno influisce sul colore dei fiori di ortensia: blu (pH 5-5.5), viola (pH 5.5-6.5), rosa (pH 6.5-7).
• Gli ossidi di zolfo e azoto prodotti da attività umane reagiscono con H₂O formando acidi, causa della pioggia acida (pH < 5).

Modello di Lewis: Legami Covalenti Dativi

• Secondo Lewis, le reazioni acido-base sono la formazione di legami covalenti dativi.
• Una base di Lewis ha un doppietto elettronico disponibile.
• Un acido di Lewis ha un orbitale vuoto disponibile.
• Un acido o base secondo Brønsted-Lowry, lo è anche secondo Lewis.

Principali Acidi e Basi

• Idruri non metallici: sorgenti di ioni idrogeno in acqua, con comportamento acido (es. HCl).
• Idruri metallici: sorgenti di ioni idruro in acqua, con comportamento basico (es. NaH).
• Ossidi non metallici: reagiscono con l'acqua formando acidi (es. CO₂).
• Ossidi metallici: reagiscono con l'acqua formando idrossidi (es. CaO).

Reazioni tra Acidi e Basi: Neutralizzazione e Ammine

• L'ammoniaca si comporta come una base grazie al doppietto libero sull'azoto.
• Le ammine sono derivati dell'ammoniaca prodotti dalla degradazione degli amminoacidi.
• L'odore di pesce è dovuto alle ammine volatili, neutralizzate dall’acido citrico nel limone.
• La trimetilaminuria è una malattia metabolica che impedisce la degradazione della trimetilammina, causando odore di pesce.
• Nello stomaco, l'HCl inizia la digestione; gli antiacidi (basi) come l'idrossido di magnesio neutralizzano l'acido in eccesso.

Forza di Acidi e Basi: Costanti di Dissociazione

• Un acido/base forte trasferisce/accetta facilmente H+.
• Un acido/base debole trasferisce/accetta difficilmente H+.
• La forza è descritta dalle costanti di dissociazione acida (Ka) e basica (Kb).
• Per comodità, si usano pKa e pKb (pKa = -log Ka, pKb = -log Kb).
• Acidi/basi forti sono ionizzati al 100% in acqua e sono forti elettroliti.
• Esempi: HCl, NaOH.
• Acidi/basi deboli non si ionizzano al 100% e sono deboli elettroliti.
• Esempi: CH₃COOH, NH₃.
• All'aumentare dell'elettronegatività negli idruri binari (HA), aumenta la forza dell'acido.

Andamento della Forza Acida nei Gruppi e Ossiacidi

• In un gruppo, l'acido con l'elemento più elettronegativo è il più debole, influenzato dalla forza del legame H-A.
• La forza dell'acido negli ossiacidi (HmYOn) aumenta con l'elettronegatività dell'atomo Y e il numero di atomi elettronegativi legati.
• Gli acidi poliprotici (HnA) producono più ioni idrogeno; la loro forza diminuisce ad ogni protone perso.

Misura del pH: Indicatori e Piaccametro

• Gli indicatori cambiano colore in base al pH, mostrando un colore diverso per la forma dissociata e indissociata.
• Il piaccametro (pHmetro) misura la differenza di potenziale generata dalla diversa concentrazione di H₃O+ dentro e fuori una sonda.

Acidi e Basi Coniugate

• Le reazioni acido-base formano coppie coniugate: un acido reagisce con una base per formare una nuova base e un nuovo acido.
• Esempio: HA + H₂O ⇌ A- + H₃O+.
• Gli acidi forti hanno basi coniugate deboli, e viceversa.

Idrolisi: Reazioni con l'Acqua dei Sali

• L'idrolisi è il comportamento acido-base osservato quando un sale si dissolve in acqua.
• È necessario determinare se gli ioni del sale agiscono da acidi o basi.

Soluzione Tampone: Resistenza al Cambiamento di pH

• Una soluzione tampone contiene un acido o base debole e il suo sale coniugato in quantità comparabili e non piccole.
• Le soluzioni tampone resistono ai cambiamenti di pH quando si aggiungono acidi o basi.
• L'equazione di Henderson-Hasselbalch permette di calcolare il pH di una soluzione tampone.

Tamponi Fisiologici nel Sangue

• Il pH del sangue deve essere mantenuto costante a circa 7.4.
• I tre principali tamponi fisiologici sono: fosfato, carbonato e proteine/amminoacidi.
• L'organismo reagisce a situazioni di acidosi o alcalosi attraverso vari meccanismi, tra cui l'azione dei tamponi, l'eliminazione di H₃O+ o HCO₃- da parte dei reni e la regolazione della respirazione.

Esplora i concetti fondamentali di acidi e basi, dalle reazioni di neutralizzazione alla forza degli acidi e delle basi coniugate. Approfondisci l'idrolisi dei sali e il ruolo degli acidi forti.