Acidi e basi
Lo ione H+ che si è staccato da HCl si è legato
all’H2O con leg. dativo
i= coefficiente di dissociazione
(di Van’t hoff), cioè NUMERO di
ioni che si formano in seguito a
DISSOCIAZIONE in H2O (vedi
proprietà colligative!)
• Acido è una specie chimica che in
soluzione acquosa si dissocia liberando
uno o più ioni idrogeno (H+).
• Base è una specie chimica che in
soluzione acquosa libera uno o più ioni
idrossido (OH-).
NB Acidi e basi forti si
dissociano
completamente mentre
acidi e basi deboli si
dissociano solo in parte
(cioè nella provetta una
parte di acido o base
debole rimane NON
dissociato e coesiste con
la parte dissociata)
Ma l’ammoniaca NH3..... La doppia freccia indica che NH3 è una base debole cioè NON
diventa tutta NH4+. Quando la reazione è in equilibrio nella
(è una base DEBOLE)
soluzione sono presenti oltre ai «prodotti» ancora dei
«reagenti». La reazione NON è completamente spostata
verso la formazione dei prodotti.
L’idrogeno ha lasciato il suo unico
elettrone sull’ossigeno (perchè
l’ossigeno è molto elettronegativo),
è rimasto SENZA elettroni (H+ si
chiama anche protone perché non
ha neutroni) e quindi ha lo spazio
per accogliere due elettroni
appaiati (1 coppia di elettroni non
condivisi) e formare leg. dativo
con l’azoto dell’ammoniaca che
condivide la sua coppia di
elettroni .
L’acqua si comporta DA ACIDO e libera ioni H+ che si legano all’NH3
con legame dativo. NH3 si comporta quindi da base perché acquista
ioni H+. In soluzione rimangono ioni OH- che portano ad un aumento
del pH cioè la soluzione diventa più basica
Definizione di acido e base secondo Bronsted (1923)
H3O+: lo ione H+ (protone, idrogenione)
che si è staccato dall’acido acetico e si è
legato con leg. dativo all’H2O
Acido: specie chimica in grado di perdere uno o più
protoni (ioni H+) che vengono accettati da una base.
Base: specie chimica in grado di addizionare uno o
più protoni (ioni H+) che sono stati ceduti da un
acido. (NON NECCESSARIAMENTE in acqua)
NB: Nuovo concetto di coppia
acido/base coniugata
EQUILIBRI CHIMICI
Keq
[H2O]Kc=
= Kconc.
=Kbasica
V1
V2
Per NH3 la Kb (a 25°C)= 1.8 x 10-5= 0,000018
Dato che il valore è < 1 significa che il
denominatore è un numero molto più grosso Durante lo svolgimento di una qualsiasi
del numeratore, l'equilibrio è spostato verso i reazione REVERSIBILE (NB, doppia
reagenti, la base è DEBOLE, POCO DISSOCIATA freccia!) i reagenti si trasformano in prodotti
ad una certa velocità V1. Dopo che è
trascorso un po’ di tempo parte dei prodotti si
ri-trasformano in reagenti con una velocità
V2…… Ad un certo punto, la reazione si
stabilizza, e V1 diventa UGUALE a V2
(V1=V2 NON =a zero!).
Si raggiunge una situazione di equilibrio
dinamico in cui le concentrazioni di
reagenti e prodotti NON CAMBIANO
PIU’ NEL TEMPO e quindi possono essere
misurate.
Principio di Le Chatelier (equilibrio mobile): Se si modifica uno dei
parametri di un sistema all’equilibrio il sistema reagisce per ristabilire
la situazione di equilibrio, controbilanciando la variazione apportata.
1) Se si aggiunge un reagente
o si sottrae un prodotto, la
reazione si sposta a destra
(verso la formazione dei
prodotti).
2) Se si sottrae un reagente o
si aggiunge un prodotto, la
reazione si sposta verso
sinistra (verso la formazione
dei reagenti).
Nei sistemi biologici
L’emoglobina (Hb) lega l’ossigeno (O2) nei polmoni l'equilibrio chimico
dove O2 è più concentrato e lo rilascia nei tessuti governa alcuni
importanti processi
periferici dove è meno concentrato. Nello stesso
REVERSIBILI come la
tempo l’emoglobina lega CO2 nei tessuti dove è
combinazione tra
più concentrata e la rilascia nei polmoni
ormone e recettore, tra
scambiandola con l’O2 durante la respirazione
emoglobina e ossigeno,
tra antigene e anticorpo
Hb+O2 D HbO2
ACIDO FORTE
(completamente
dissociato)
ACIDO DEBOLE
(parzialmente dissociato)
= 1.8 x 10-5
Kwater = 10-14
Dato che la Keq è molto piccola, cioè pochissima acqua si dissocia, e la sua
concentrazione ([H2O]) è molto elevata, si può considerare che la Molarità dell’H2O
all’equilibrio sia = alla sua Molarità prima della dissociazione.
Quindi Keq [H2O]= [H+][OH-] =Kw
Problema: Qual è la Molarità dell’acqua? (le parentesi quadre indicano
«concentrazione molare») PM (peso molecolare, peso di 1 mole) H2O = 18 grammi
1 mole : 18g = x moli : 1 litro (NB 1 litro di H2O pesa 1000 grammi)
1 mole : 18g = x moli :1000g
x moli= 1000 g/18 g= 55.55 moli/litro cioè [H2O]= 55.55 Molare
Keq x [H2O] = Kw = 1.8 x 10-16 x [55.55] = [H+][OH-] = 10-14
Ricorda: H+ in acqua si
associa con legame dativo
ad una molecola di H2O che
diventa H3O+
Kw = [H+][OH-] = 10 -14
La lettera «p» in chimica significa «-log10»
Sostituendo si ha: pKw= -log10 [H+][OH-] = -log10 10-14
Cioè pKw= -log10[H+] + (-log10[OH-]) = 14
che diventa: pH + pOH = 14
Ricorda: il logaritmo di un prodotto è uguale alla somma dei logaritmi
dei singoli fattori del prodotto. Cioè log a x b = log a + log b
Quindi :-log10 [H+][OH-]= -log10[H+] +(-log10[OH-])
LOGARITMI
Log10x = y (si legge: logaritmo in base di 10
di «x» è uguale a «y»). Si può anche scrivere
log x = y sottintendendo la base 10 del
logaritmo
Se il logaritmo in base 10 di x è uguale a y, y
è l’esponente che occorre dare a 10 per
ottenere x. (cioè x = 10y, Log1010y= y)
In generale:
Es.: log 100 = Log10102 = 2. Infatti 2 è l’esponente che occorre dare a 10
(la base del logaritmo) per ottenere 100 (102=100);
Es.: log10 0,01= log1010-2 = -2. Infatti -2 è l’esponente che occorre dare
alla base 10 per ottenere 10-2 (10-2 = 0,01).
pH = -log10[H+]
pOH = -log10[OH-]
pH + pOH = 14
pH = pOH = 7 neutralità
pH > 7 sol. basica
pH < 7 sol. acida
Esempio : [H+] = 10-6 M (10-6= 0,000001); log1010-6 = -6; pH = -log10 10-6 = 6
Quanto vale il pOH?
6 + pOH = 14 quindi pOH = 8 cioè -log10 [OH-] = 8; la [OH-] è 10 -8 M (0,00000001M,
100 volte (e NON 2 volte) più piccola della [H+] infatti la soluzione è acida!)
NB, un punto di pH equivale a una differenza di 10 volte, due punti di pH 100 volte
tre punti di pH……..
COME FUNZIONANO LE SOLUZIONI
TAMPONE?
CH3COOH
CH3COOH
Na+
Na+
H+
CH3COONaOH
CH3COOH
Na+
H+ OHCH3COO- Na+
H2O
H+
CH3COO-
HCl
CH3COOH
H+
H+ CH3COONa+ ClCH3COOH
SOLUZIONI TAMPONE
NON modificano il loro pH in
seguito all’aggiunta di
piccole quantità di acido o di
base forti (che si dissociano
totalmente e quindi in H2O
senza tampone, modificano
il pH).
Sono formate da un acido
debole (es. acido acetico,
CH3COOH) e un sale della
sua base coniugata (es.
Acetato di Sodio, CH3COO- +
Na+) oppure da una base
debole e un sale del suo
acido coniugato (es.
ammoniaca/ione ammonio,
NH3/NH4+).
HCl g H+ + Cl-
E se la [HCl] (concentrazione Molare)
fosse 1 mM quale sarà il pH?
pH= -log10 [H+] che equivale a scrivere pH = -log10(2x[H2SO4])
quindi pH = -log10 0.01
NaOH " Na+ + OH-
E se la [NaOH] fosse di 1 mM la soluzione sarebbe più
acida o più basica? Quanto sarebbe il suo pH?
Idrogeno = 1 legame
H
Ossigeno = 2 legami
O
Azoto = 3 legami
Carbonio = 4 legami
N
C
Elettronegatività:
tendenza di un atomo
coinvolto in un legame
covalente a spostare gli
elettroni di legame su di
sé.
Questi sono gli atomi che troveremo più
frequentemente nelle reazioni di chimica
organica.
Elettronegatività: ossigeno = 3.5
azoto = 3.1
cloro = 2.9
carbonio = 2.5
zolfo = 2.5
idrogeno = 2.1
Elettronegatività: Fluoro>Ossigeno>Azoto (N) e Cloro> Carbonio e
Zolfo (S) >Idrogeno (H)>Sodio (Na)
Calcolare il numero di ossidazione del carbonio nei
seguenti composti e ordinarli dal più ridotto al più ossidato
GRUPPI FUNZIONALI DELLE MOLECOLE BIOLOGICHE
La VALENZA è il numero di elettroni che l’atomo di un elemento condivide, cede o
acquista quando si lega con altri atomi (Es. valenza dell’ O è 2, dell’H è 1, del C è
4……). In pratica è il numero di legami che si possono formare (non è detto che
reagiscono TUTTI gli elettroni)
Il NUMERO DI OSSIDAZIONE: indica la carica elettrica, espressa con numero e
segno, che un atomo assumerebbe in un composto, se gli e- di quel legame fossero
completamente spostati sull’atomo più elettronegativo. Nei composti molecolari il
numero di ossidazione non equivale ad una carica reale, perché gli atomi non cedono
o acquistano elettroni, ma indica la CARICA FORMALE, cioè la carica che ciascun
atomo avrebbe, teoricamente, se il legame fosse ionico.
Per calcolare il numero di ossidazione di un atomo è NECESSARIO disegnare la
molecola evidenziando TUTTI i legami che forma l’atomo in questione e tenere
conto che:
1) la somma algebrica dei n. di ossidazione in
un composto è pari alla carica del
composto. È ZERO se il composto è neutro.
2) qualsiasi atomo in una molecola biatomica
(es O2) ha n° ossidazione zero
3) i leg. tra atomi uguali non contano (stessa
elettronegatività)
4) è necessario ricordare sempre la scaletta
dell’elettronegatività per sapere da che parte
si sposterebbero formalmente gli elettroni di
legame.