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Tratto da EdiTEST TEORIA Medicina, Odontoiatria, Veterinaria – VIII edizioneCopyright © 2014, 2013, 2012, 2011, 2010, 2008, 2007, 2005, EdiSES S.r.l. – Napoli
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La traduzione, l’adattamento totale o parziale, la riproduzione con qualsiasi mezzo (compresi i microfi lm, i fi lm, le fotocopie, etc.), nonché la memorizzazione elettronica, sono riservati per tutti i paesi alla EdiSES S.r.l.
Autori:
Prof. Marcella Cioffi, Esperto di Didattica della Chimica e già docente di Chimica e Laboratorio nella scuola secondaria di secondo grado
Dott. Mauro De Nisco, Ricercatore e Docente di Scienze Chimiche
Grafica di copertina a cura di: The Factory S.r.l.
Progetto grafico e redazione: EdiSES S.r.l.
Fotocomposizione: doma book di Di Grazia Massimo
Stampato presso Litografia Sograte S.r.l. – Città di Castello (PG)
per conto della EdiSES S.r.l. – Piazza Dante, 89 – Napoli
Finito di stampare a Giugno 2015
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Prefazione
iv Prefazione
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1 La materia e le sue trasformazioni 11.1 Le trasformazioni della materia 11.2 Atomi, isotopi e ioni 21.3 Come ci appare la materia 41.4 Sostanze pure e simboli per esprimerle 41.5 Rapporti ponderali nei composti 61.6 I miscugli 7 1.6.1 Come separare un miscuglio 8
2 Il modello atomico a orbitali 102.1 Dal modello atomico di Bohr al modello a orbitali 102.2 Gli orbitali e i numeri quantici 112.3 Confi gurazioni elettroniche degli atomi 13 2.3.1 Confi gurazioni elettroniche di alcuni elementi 16 2.3.2 Come costruire una confi gurazione elettronica 16
3 Il sistema periodico e la mole 183.1 La massa degli atomi e delle molecole 183.2 La tavola periodica 19 3.2.1 Suddivisione degli elementi in gruppi e periodi 21 3.2.2 Proprietà periodiche 233.3 La mole 28 3.3.1 Relazioni tra massa, numero di moli e numero di particelle 29
4 I legami chimici 304.1 Legame ionico e composti ionici 304.2 Come si scrive un composto ionico? 324.3 Il legame covalente e le strutture di Lewis 32 4.3.1 Legami covalenti semplici, doppi e tripli 33 4.3.2 Il legame covalente dativo 34
Indice
vi Indice
4.4 Elettronegatività e polarità dei legami 354.5 Polarità delle molecole 374.6 La geometria delle molecole: teoria VSEPR 374.7 La geometria delle molecole: orbitali ibridi 404.8 Il legame metallico 444.9 Un confronto riepilogativo 44
5 Le forze intermolecolari e le loro conseguenze 455.1 I legami intermolecolari 455.2 Legami intermolecolari e passaggi di stato 48 5.2.1 Gli stati di aggregazione della materia 48 5.2.2 I cambiamenti di stato della materia 495.3 La solubilizzazione delle sostanze 51 5.3.1 La solubilizzazione dei composti ionici 52
6 La nomenclatura dei composti inorganici 546.1 Il numero di ossidazione 54 6.1.1 Come si calcola il numero di ossidazione 546.2 Gli idracidi 566.3 Gli ossidi acidi (o anidridi) 576.4 Gli ossiacidi (o ossoacidi) 586.5 Gli ossidi basici 606.6 Gli idrossidi 616.7 I sali 61 6.7.1 Preparazione di un sale 64
7 Le soluzioni e le loro proprietà 667.1 La concentrazione 667.2 Come viene espressa la concentrazione 67 7.2.1 Le percentuali 67 7.2.2 Molarità, molalità, frazione molare 68 7.2.3 La normalità 707.3 La diluizione 717.4 Le soluzioni elettrolitiche 727.5 Le proprietà colligative 74 7.5.1 Proprietà colligative degli elettroliti forti 77
8 Le trasformazioni chimiche e la termodinamica 788.1 Il simbolismo per esprimere una trasformazione chimica 78 8.1.1 Come scrivere e bilanciare una reazione 798.2 Stechiometria e calcoli stechiometrici 80
Indice vii
8.3 Classifi cazione delle reazioni 838.4 Aspetti energetici delle reazioni: la termodinamica 84 8.4.1 La termochimica 84 8.4.2 Spontaneità delle reazioni 85
9 La velocità delle reazioni e l’equilibrio chimico 899.1 La cinetica chimica 89 9.1.1 Teoria delle collisioni ed energia di attivazione 89 9.1.2 La velocità di reazione e i fattori che la infl uenzano 919.2 L’equilibrio chimico: un equilibrio dinamico 93 9.2.1 La costante di equilibrio: KC e KP 959.3 Modifi cazioni di uno stato di equilibrio 96 9.3.1 Effetto della concentrazione 97 9.3.2 Effetto della temperatura 97 9.3.3 Effetto della pressione 98
10 Acidi, basi e pH 9910.1 Gli acidi e le basi 99 10.1.1 La forza degli acidi e delle basi 100 10.1.2 Acidi e basi coniugati 10210.2 Autoionizzazione e prodotto ionico dell’acqua 10410.3 Acidità, basicità e neutralità delle soluzioni 10510.4 Il pH di una soluzione 106 10.4.1 Gli indicatori del pH 10910.5 Un sale può essere acido, basico o neutro 10910.6 Le soluzioni tampone 111 10.6.1 Il potere tamponante 112
11 Le reazioni di ossido-riduzione 11311.1 La caratteristica delle reazioni di ossido-riduzione 11311.2 Le reazioni redox 113 11.2.1 Le reazioni redox dei composti ionici 115 11.2.2 Le pile 116 11.2.3 Bilanciamento delle reazioni redox 117
12 La chimica organica 11912.1 La nascita della chimica organica 11912.2 Proprietà dei composti organici 11912.3 Isomeria 12112.4 Gli idrocarburi 126 12.4.1 Idrocarburi alifatici 128
viii Indice
12.4.2 Idrocarburi aromatici (areni) 13312.5 Altri composti organici ternari 135 12.5.1 I fenoli 135 12.5.2 Generalità su alcoli, aldeidi e chetoni 136 12.5.3 Alcoli 137 12.5.4 Aldeidi e chetoni 139 12.5.5 Gli acidi carbossilici e i loro derivati 141 12.5.6 Le ammine 146
Caratteristiche dell’esame di ammissione 1491 Il numero programmato 150 1.1 Test a risposta multipla 150 1.2 Caratteristiche del test 150 1.3 Modalità di svolgimento della prova 150 1.4 Gestione del tempo 153 1.4.1 Tecniche di lettura veloce 154 1.5 Consigli generali 154 1.6 Tecniche per eliminare i distrattori e identifi care la risposta corretta 155Allegato: Programmi d’esame 162
1.1 Le trasformazioni della materia
La chimica studia le trasformazioni chimiche, ossia le trasformazioni che modifi cano la natura
stessa della materia che le subisce, come la combustione del legno o la trasformazione di prodotti
petroliferi in materie plastiche. Tali trasformazioni vengono esaminate anche a livello sub-microsco-
pico, attraverso la composizione e la struttura della materia e il comportamento di atomi e molecole.
Nelle trasformazioni fi siche, invece, la natura della materia resta inalterata, come nei passaggi
da uno stato di aggregazione a un altro (passaggi di stato), quando un metallo conduce la corrente, ecc.
a) b)
Figura 1.1 a) Una trasformazione chimica del magnesio: bruciando produce un solido
bianco che è ossido di magnesio. b) Una trasformazione fisica del tungsteno: nelle lampa-
dine ormai in disuso il passaggio di corrente elettrica rende incandescente un filamento di
tungsteno.
1 La materiae le sue trasformazionichimica
2 Chimica
Figura 1.2 I passaggi di stato
della materia.
Sub
lim
azio
neB
rina
men
to
Solidificazione
Vapore
Solido Liquido
Evaporazione
Condensazione
Fusione
1.2 Atomi, isotopi e ioni
In qualunque forma si presenti (miscugli, composti o elementi), tutta la materia è costituita di atomi.
Gli atomi sono particelle piccolissime, il cui centro (nucleo) è costituito di nucleoni, preci-
samente di protoni ( p, con carica positiva) e neutroni (n, privi di carica). Intorno al nucleo,
distribuiti a distanze diverse, si muovono gli elettroni (e o e–, con carica negativa), in numero
uguale a quello dei protoni.
Il nucleo è circa 10.000 volte più piccolo dell’intero atomo, perciò un atomo è costituito essen-
zialmente di spazi vuoti.
Un protone e un elettrone hanno la stessa carica elettrica (1,602 · 10–19
C), positiva il primo,
negativa il secondo. Dal momento che in un atomo il loro numero è uguale, l’atomo risulta neutro.
Il protone è stato scelto come unità elementare della carica elettrica positiva (+1) e viene indi-
cato con il simbolo H + in quanto corrisponde all’atomo di idrogeno H contenente soltanto 1 protone
privato del suo elettrone.
L’elettrone è stato scelto come unità elementare della carica elettrica negativa (–1).
Particella
subatomica
Carica in Coulomb
(C)
Carica in unità
elementare
Elettrone (e–) 1,602 · 10
–19–1
Protone (H+) 1,602 · 10
–19+1
Neutrone (n) 0 0
Gli atomi di un elemento non sono tutti uguali. Generalmente gli atomi hanno un numero
diverso di neutroni, pertanto ogni atomo ha una sua identità, defi nita da 2 numeri:
• numero atomico Z (numero di protoni), caratteristico di quel certo elemento e quindi invaria-
bile;
• numero di massa A, che varia, in quanto è uguale al numero dei nucleoni e cioè alla somma del
numero dei protoni e dei neutroni.
1. La materia e le sue trasformazioni 3
LA
MA
TER
IA E
LE S
UE
TR
ASFO
RM
AZIO
NI
Nel simbolismo adottato per indicare i valori di Z e di A di un atomo, si riportano questi numeri
rispettivamente in basso e in alto a sinistra del simbolo dell’elemento:
E Simbolodell’elemento
Numerodi massa
Numeroatomico
A
Z
Ad esempio il simbolo 59
27Co rappresenta un atomo dell’elemento cobalto (Co) contenente 27
protoni (Z) e 59 tra protoni e neutroni (A). Di conseguenza questo atomo di cobalto contiene 59 – 27
= 32 neutroni.
L’atomo 60
27Co contiene lo stesso numero di protoni, ma 1 neutrone in più.
In generale:
numero di neutroni = numero di massa (A) – numero atomico (Z)
Sono detti isotopi gli atomi di un elemento che differiscono per il numero di neutroni e quindi
unicamente per la massa.
Esempio
I simboli 14
6C e
13
6C indicano 2 isotopi dell’elemento carbonio. Quale dei due atomi ha il minor nu-
mero di neutroni e quindi la massa minore?
14
6C ha: 14 (A) – 6 (Z) = 8 neutroni
13
6C ha: 13 (Z) – 6 (Z) = 7 neutroni
L’isotopo con massa minore è 13
6C in quanto ha 1 neutrone in meno rispetto a
14
6C.
Gli atomi possono perdere o acquistare elettroni. Quando un atomo viene privato di uno o più
elettroni, oppure li acquista, si trasforma in ione, rispettivamente positivo (detto catione) o negativo
(detto anione). Il valore di Z resta immutato in quanto esprime il numero dei protoni.
Un catione è una particella con tante cariche positive quanti sono gli elettroni sottratti all’ato-
mo. Nel caso del litio 6
3Li (v. Figura 1.3) il numero dei protoni (3) e il numero dei neutroni (6 − 3
= 3) sono gli stessi nell’atomo Li e nel catione Li+, mentre nel catione gli elettroni sono inferiori
di una unità.
Un anione è una particella con tante cariche negative quanti sono gli elettroni che l’atomo ha
acquistato.
L’anione F – del fl uoro
19
9F (v. Figura 1.3), ad esempio, conserva il numero di protoni e neutroni e
presenta un elettrone in più rispetto all’atomo:
Litio Li
Fluoro F
Ione floruro FIone litio Li
Li
3p3n3e
Li
3p3n
2e
F
9p10n9e
F
9p10n10e
3e
9e
10eee
2e
3p3n
9p10n
9p10n
3p3n
+
Figura 1.3
La conoscenza dei legami e la loro disposizione nelle molecole è il presupposto indispensabile per
comprendere le proprietà delle sostanze.
La formazione dei legami avviene tra ioni (legame ionico) o tra atomi (legame covalente), com-
portando la loro stabilizzazione in strutture defi nite. Nei metalli, invece, la stabilizzazione avviene
con modalità diverse e caratteristiche.
4.1 Legame ionico e composti ionici
Il legame ionico è un’attrazione di natura elettrostatica che si stabilisce tra ioni di carica opposta
(cationi e anioni).
Mentre i gas nobili (gruppo VIII) non hanno alcuna tendenza a formare cationi o anioni, e
dunque non formano legami chimici, alcuni metalli e alcuni non metalli sono invece coinvolti in
tali trasformazioni. In particolare, la tendenza a formare cationi è molto accentuata nei metalli che
hanno, infatti, bassi valori di energia di ionizzazione Ei:
• i metalli alcalini (gruppo I) formano cationi con una carica positiva (detti cationi monovalenti),
come Na+ e K
+;
• i metalli alcalino-terrosi (gruppo II) formano cationi con due cariche positive (cationi bivalen-
ti), come Ba2+
e Mg2+
.
La tendenza a formare anioni, invece, è molto accentuata nei non metalli che hanno, infatti, alti
valori di affi nità elettronica Ae:
• gli alogeni (gruppo VII) formano anioni con una carica negativa (anioni monovalenti), come
Cl– e Br
–;
• alcuni elementi del gruppo VI formano anioni con due cariche negative (anioni bivalenti),
come O2–
e S2–
.
I cationi e gli anioni risultanti sono stabili in quanto hanno la confi gurazione s2p
6 dei gas nobili
nei sottolivelli esterni; avendo cariche di segno opposto si legano formando composti ionici.
Il legame ionico, caratteristico dei composti ionici, è il risultato delle forze elettrostatiche tra
cationi e anioni, particelle con cariche di segno opposto (legge di Coulomb).
La valenza dell’elemento corrisponde al numero delle cariche di ciascuno ione e indica
perciò il numero degli elettroni ceduti o acquistati dall’atomo dell’elemento.
4 I legami chimicichimica
4. I legami chimici 31
I LEG
AM
I C
HIM
ICI
Gruppo I II III IV V VI VII Gruppo VIII (gas nobili)
Riempimento progressivo di sottolivelli raggiungendo
l’ottetto s2p6
Aumento della energia di ionizzazione Ei
Diminuzione della tendenza a formare cationi X+
Aumento dell’affinità elettronica Ae
Aumento della tendenza a formare anioni X–
Livelli o sottolivelli completi (con ottetto s2p6)
Energia di ionizzazione Ei molto alta
Nessuna tendenza a formare cationi X+
Affinità elettronica Ae molto bassa
Nessuna tendenza a formare anioni X–
Figura 4.1 La tendenza di un elemento a formare cationi o anioni, e quindi la
sua energia di ionizzazione Ei e la sua affinità elettronica Ae, sono strettamente
collegate alla configurazione elettronica e perciò all’appartenenza a un determi-
nato gruppo.
I composti ionici presentano una struttura tridimensionale ordinata (reticolo cristallino) in cui
cationi e anioni sono fortemente legati, tanto da giustifi care lo stato di aggregazione (solido) e gli
elevati punti di fusione di questi composti.
11e–
10e–
11p+
17e–18e–
17p+17p+
11p+
AtomoNa
++
++
+
++
+
–––
– ––
–
–
––
–– –
––
–
––
AtomoCl
Cationesodio Na+
Anionecloruro Cl–
Reticolo cristallino Sale da cucina
Perde unelettrone
Acquistaun elettrone
a) b) c)
e–
Figura 4.2 a) Il trasferimento di un elettrone da un atomo di sodio a
un atomo di cloro genera gli ioni Na+ e Cl
–, entrambi monovalenti, che
hanno, rispettivamente, la configurazione elettronica dei gas nobili neo
(Z = 10) e argo (Z = 18). b) Cationi e anioni, attratti da forze elettrosta-
tiche, formano legami ionici nel reticolo cristallino del cloruro di sodio
NaCl. c) Un campione di cloruro di sodio cristallino, comunemente det-
to “sale da cucina”.
Esempio
Quale composto ionico si forma tra il magnesio Mg (gruppo II) e il fl uoro F (gruppo VII)?
Per rappresentare la confi gurazione elettronica del magnesio scriveremo il simbolo dell’elemento
seguito da una freccia e dai simboli degli orbitali, sui quali è riportato il numero degli elettroni.
a) Un atomo di magnesio Mg cede i due elettroni del livello esterno trasformandosi nel catione
magnesio bivalente Mg2+
.
32 Chimica
Mg [Ne] 3s2 Mg2+ [Ne] Ne (gas nobile)
-2 e−
catione magnesiobivalente
(Z=12)
b) I due elettroni ceduti dall’atomo Mg sono acquistati da 2 atomi di fl uoro F, ciascuno dei quali
ha 7 elettroni nel livello esterno, e si formano due anioni fl uoruro monovalenti:
2F [He] 3s2 p5 2F– [He]3s23p6 Ne (gas nobile)
+2 e−
anioni fluoruromonovalenti
(Z=9)
c) Il catione e gli anioni attratti da forze elettrostatiche formano il composto ionico:
catione magnesio
Mg2+ MgF2
anioni fluoruro fluoruro di sodio(composto ionico)
2F–+
4.2 Come si scrive un composto ionico?
Un composto ionico è neutro, quindi, il numero delle cariche positive deve essere uguale a quello
delle cariche negative; pertanto, dopo aver scritto, in successione, il catione e l’anione, la valenza
del catione e quella dell’anione diventano, rispettivamente, l’indice numerico dell’anione e quello
del catione:
ione sodiomonovalente
Na1+
ione solfurobivalente
S2–
Na2S solfuro di sodio
Esempio
Per scrivere il composto costituito dagli ioni Fe3+
e SO4
2–:
a) in primo luogo si scrive il catione seguito dall’anione: Fe3+
SO4
2–;
b) la valenza 3 del catione diventa l’indice numerico del gruppo SO4
2–, che perciò deve essere rac-
chiuso in parentesi. La valenza 2 di questo anione diventa l’indice numerico del catione Fe3+
.
In questo modo le 6 cariche positive del catione bilanciano le 6 cariche negative dell’anione:
Fe2(SO
4)
3
6 cariche + 6 cariche –
4.3 Il legame covalente e le strutture di Lewis
Nelle sostanze che non contengono ioni gli atomi sono uniti mediante un tipo di legame introdotto
per la prima volta dal chimico statunitense Gilbert Lewis, il legame covalente. Lewis introdusse
anche la cosiddetta regola dell’ottetto, che è risultata valida anche per i composti ionici.
Un legame covalente si forma quando due atomi condividono uno o più elettroni spaiati del
guscio esterno (guscio di valenza), e consiste nella forza di attrazione risultante che si stabilisce
tra i nuclei dei due atomi e gli elettroni messi in comune (v. Figura 4.3).
10.1 Gli acidi e le basi
Nel Capitolo 7 è stata riportata la reazione di ionizzazione del cloruro di idrogeno H+
- Cl–
(g), che è un composto polare, quando viene sciolto in acqua: H-Cl(g) cede un protone H+ all’acqua con cui forma un legame covalente dativo e si formano lo ione idronio H3O
+ e lo ione cloruro Cl–.
Secondo la teoria formulata dal chimico danese Johannes Nicolaus Brønsted e dal chimico ingle-se Thomas Martin Lowry: un acido è un datore di protoni; una base è un accettore di protoni.
Nella reazione (10.1), pertanto, HCl è l’acido, H2O è la base:
δ+ δ–
H–Cl(g)
+ H2O
(l)H
3O+
(aq)+ Cl
(aq)
–
Ione
cloruro
Ione
idronio
Acido Base
Reazione acido-base
(10.1)
Una reazione tra un acido e una base consiste nel trasferimento di un protone dall’acido alla base.Generalmente la reazione (10.1) viene scritta più semplicemente omettendo l’acqua e indicando con il simbolo H+
(aq) (protone idratato) lo ione idronio e con HCl(aq) il cloruro di idrogeno in soluzione acquosa, cioè l’acido cloridrico:
H+ + Cl–
Ione
cloruroAcido
cloridricoProtone
(aq) (aq) H–Cl
(aq)
(10.2)
Reagendo con sostanze di tipo diverso dagli acidi, l’acqua si può comportare da datore di proto-ni, cioè da acido; ovviamente, l’altra sostanza, accettore di protoni, è una base. Nella reazione che segue si crea un legame covalente dativo tra l’NH3 e l’H+ ceduto dall’acqua, con formazione dello ione ammonio e dello ione idrossido:
NH3(g)
+ H2O
(l)NH
4 (aq) + OH
(aq)
–
Ione
idrossido
Ione
ammonio
Acido Base
+ –
Reazione acido-base
(10.3)
10 Acidi, basi e pHchimica
100 Chimica
Osservando i prodotti delle reazioni (10.2) e (10.3), è possibile individuare precise proprietà degli acidi e delle basi:
• gli acidi sono sostanze che in acqua producono protoni H +(aq)
;
• le basi sono sostanze che in acqua producono ioni idrossido OH –(aq)
.
Figura 10.1 Ione
idrossido
Ioneidronio
l’acqua si comporta da acido
l’acqua si comporta da base
+
–Base
Acido
H+
H+
Approfondimenti
L’acqua è una sostanza che può comportarsi sia da acido sia da base, perciò è definita sostanza anfiprotica (o anfotera). Con sostanze come H-Cl, disponibili a cedere protoni, agisce da base; con sostanze come NH
3, che rendono disponibile una coppia di elettroni solitaria, agisce da
acido.
10.1.1 La forza degli acidi e delle basi
Un acido viene definito forte se in soluzione acquosa si ionizza completamente, cioè se tutte le sue molecole producono protoni H+
(aq); è debole se si ionizza solo in parte, cioè se soltanto una parte
delle molecole produce H+
(aq).
Acidi forti e deboli
Tutti gli idracidi e gli ossiacidi (v. Capitolo 6) e gli acidi carbossilici (v. Capitolo 12) reagiscono con l’acqua producendo protoni H+
(aq), in quanto presentano, come H-Cl, un legame polare fra un atomo H e un atomo molto elettronegativo (generalmente O). Tuttavia, per alcuni acidi (acidi forti) la reazione di ionizzazione è completa e pertanto è indicata con la freccia singola; per altri (acidi deboli) si stabilisce un equilibrio, indicato, com’è noto, con la doppia freccia. Ne consegue che le loro soluzioni conducono la corrente elettrica e che gli acidi forti sono elettroliti forti, quelli deboli sono elettroliti deboli.
La forza degli acidi viene espressa mediante la costante di equilibrio (v. Capitolo 9) detta costan-te di acidità K
a (v. Tabella 10.1).
10. Acidi, basi e pH 101
AC
IDI, B
ASI E p
H
Acidobromidrico
Acidofluoridrico
Acido acetico(acido carbossilico)
Acidonitrico
Ioneidronio
Ioneidronio
Ionenitrato
Ioneidronio
Ionefluoruro
Ioneidronio
Ioneacetato
Ionebromuro
HBr(aq) + H2O(l) Br-(aq)+
HNO3(aq) + H2O(l) NO3-(aq)+
acidi forti (si comportano da elettroliti forti, perciò in acqua si ionizzanocompletamente ( = 1) (v. Capitolo 7)
HF(aq) + H2O(l) F-(aq)+
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq)+
acidi deboli (si comportano daelettroliti deboli, perciò in acqua si ionizzano parzialmente ( < 1)
H3O+(aq)
H3O+(aq)
H3O+(aq)
H3O+(aq) (v. Capitolo 7)
Tabella 10.1 Acidi forti e deboli
Nome dell’acido Reazione di ionizzazione Ka (mol/L)
Acido perclorico HClO4(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + ClO–
4(aq) Molto grande
Acido iodidrico HI(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + I–
(aq) Molto grande
Acido bromidrico HBr(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + Br–
(aq) Molto grande
Ac ido cloridrico HCl(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + Cl–
(aq) Molto grande
Acido nitrico HNO3(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + NO–
3(aq) Molto grande
Acido solforico H2SO4(aq) + H2O(l) 3 H3O+(aq) + HSO–
4(aq) Grande (circa 106)
Acido solforoso H2SO3(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + HSO–
3(aq) 1,4 · 10–2
Acido fosforico H3PO4(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + H2PO–
4(aq) 6,9 · 10–3
Acido nitroso HNO2(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + NO–
2(aq) 5,6 · 10–4
Acido fl uoridrico HF(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + F–
(aq) 6,3 · 10–4
Acido acetico CH3COOH(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + CH3COO–
(aq) 1,8 · 10–5
Acido carbonico H2CO3(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + HCO–
3(aq) 4,5 · 10–7
Acido solfi drico H2S(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + HS–
(aq) 8,9 · 10–8
Acido ipocloroso HClO(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + ClO–
(aq) 4,0 · 10–8
Acido cianidrico HCN(aq) + H2O(l) % H3O+(aq) + CN–
(aq) 6,2 · 10–10
102 Chimica
Nella tabella sono riportati acidi con più atomi di idrogeno: questi sono acidi poliprotici, e sono detti monoprotici, diprotici o triprotici a seconda del numero di protoni che possono cedere a una base. Ad esempio, l’acido solforico H2SO4(aq) può dar luogo alle seguenti reazioni acido-base, perciò è un acido diprotico:
Acidosolforico
Ioneidronio
Ioneidronio
Ionesolfato
Ioneidrogenosolfato
Ioneidrogenosolfato
aq1. H2SO4( ) + HSO4-( )+
2. HSO4-( ) + SO4
2-( )+
Ka 1 · 106
Ka = 1,0 · 10-2
H3O+( )
H3O+( )aq
aq
aq
aq
aq
H2O(l)
H2O(l)
La seconda reazione dimostra che anche uno ione contenente atomi di idrogeno può essere un acido. Naturalmente, essendo uno ione negativo, il suo carattere acido è meno accentuato, come appare dai valori delle K
a.
Basi forti e deboli
Una base si definisce forte se tutte le sue molecole producono ioni idrossido OH–
(aq); è debole se solo una parte delle sue molecole produce ioni OH
–
(aq).
Gli idrossidi dei gruppi I e II sono basi forti, ma, essendo composti ionici, gli ioni OH–
(aq) sono
prodotti direttamente dal fenomeno di dissociazione dovuto all’acqua; ad esempio:
Ione
idrossidoIone
potassioIdrossido di
potassio
KOH( ) OH-( )+K+
( )
dissociazione ionicaaq aq aq
(10.4)
Questi ioni idrossido sono le vere basi, cioè i veri e propri accettori di protoni, con i quali for-mano H2O.
Gli idrossidi del gruppo III, come Al(OH)3, e gli altri idrossidi hanno generalmente un carattere anfotero, ovvero possono comportarsi sia da base che da acido.
Le basi organiche, in particolare le ammine (v. Capitolo 12), sono generalmente basi deboli, come l’ammoniaca NH3 che è una base inorganica, e anche esse sono accettori di protoni grazie alla coppia solitaria dell’azoto.
La costante di equilibrio, detta costante di basicità Kb, ne indica la maggiore o minore forza:
Ammoniaca NH3 base di media forza (Kb= 1,8 10 5 mol/L)
Metilammina CH3-NH2 base più forte (Kb= 4,6 10 4 mol/L)
Anilina C6H5-NH2 base più debole (Kb= 7,4 10 10 mol/L)
10.1.2 Acidi e basi coniugati
Secondo la teoria di Brønsted e Lowry:
• ogni acido A cedendo un protone si trasforma nella sua base coniugata B;
• ogni base B accettando il protone si converte nel corrispondente acido coniugato A.
10. Acidi, basi e pH 103
AC
IDI, B
ASI E p
H
Ne consegue che ogni reazione acido-base è interpretabile come reazione fra due coppie co-niugate acido-base:
Acido1
+ Base2
Base1
+ Acido2
Coppia coniugata
Coppia coniugata
In questa nuova ottica rivediamo alcune delle reazioni precedenti evidenziando la presenza dell’acqua:
H-Cl(aq) + H2O(l) Cl-(aq)+H3O+(aq)
Ione
cloruro
Acido
cloridrico
A1 B2 A2 B1
Coppia coniugata 1
Coppia coniugata 2
Ione
idronioAcqua
(10.5)
CH3COO-H(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq)+H3O+
(aq)
Ione
acetato
Acido
acetico
A1 B2 A2 B1
Coppia coniugata 1
Coppia coniugata 2
Acqua Ione
idronio
(10.6)
NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq)+OH-(aq)
Ione
ammonio
Ammoniaca
B1 A2 B2 A1
Coppia coniugata 1
Coppia coniugata 2
Acqua Ione
idrossido
(10.7)
È facile trarre le seguenti conclusioni:
• se un acido è forte (come HCl), la sua base coniugata (ione cloruro Cl–) è molto debole (infatti, la reazione 10.5 è praticamente irreversibile);
• se l’acido è alquanto debole, come CH3COOH (Ka = 1,8 · 10–5 mol/L), la sua base coniugata
CH3COO– è debole (infatti, lo ione CH3COO– tende, ma solo in parte, ad acquistare protoni per trasformarsi nell’acido acetico non ionizzato, secondo la reazione inversa dell’equilibrio 10.6);
• se una base è alquanto debole, come NH3 (Kb = 1,8 · 10–5 mol/L), il suo acido coniugato NH4
+ è un acido debole (la reazione 10.7, infatti, è un equilibrio abbastanza spostato a destra).
Forza diun acido
Forza dellasua base coniugata
Forza diuna base
Forza delsuo acidoconiugato
104 Chimica
Riepilogo
Ogni acido ha la sua base coniugata, così come ogni base ha il suo acido coniugato.La forza di ogni componente di una coppia acido-base è regolata da una logica ben pre-
cisa:
• più forte è un acido (cioè maggiore è la sua tendenza a cedere protoni), più debole è la sua base coniugata (cioè minore è la sua tendenza ad accettare protoni per riformare l’acido);
• più forte è una base (cioè maggiore è la sua tendenza ad accettare protoni), più debole è il suo acido coniugato (cioè minore è la sua tendenza a cedere protoni per riformare la base).
BASE
Cl
HSO4
NO3
H2O
SO42
H2PO4
F
CH3COO
HCO3
HS
HPO42
NH3
CO32
PO43
OH
O2
H
CH3
Basi forti
Basi deboli
Basicitàtrascurabile
Fo
rza basica crescen
teF
orz
a ac
ida
cres
cen
teACIDO
HCl
H2SO4
HNO3
H3O (aq)
HSO4
H3PO4
HF
CH3COOH
H2CO3
H2S
H2PO4
NH4
HCO3
HPO42
H2O
OH
H2
CH4
Acidi forti
Acidi deboli
Aciditàtrascurabile
Figura 10.2 Forza di alcune coppie acido-base coniugate.
10.2 Autoionizzazione e prodotto ionico dell’acqua
Sebbene l’acqua pura sia considerata un non elettrolita − dunque un cattivo conduttore di elettricità − in misura limitatissima essa dà luogo a un fenomeno di autoionizzazione, per il quale acquisisce una leggerissima conduttività elettrica. Nell’acqua, infatti, una molecola agisce da acido cedendo un pro-tone a un’altra molecola che si comporta a sua volta da base formando lo ione idronio mediante un legame dativo, e si libera lo ione idrossido:
Acido Base
Autoionizzazione dell’acqua
Ioneidrossido
Ioneidronio
+ H2O(l)H2O(l) +OH–
aq) H3O+(( aq)
(10.8)
Si stabilisce così un equilibrio molto spostato verso la formazione di H2O, a cui compete una costante di equilibrio K
e molto piccola.