ACIDI E BASI

1. ACIDI E BASI

2. Da dove derivano i loro nomi? Il nome acido viene dal latino acidum che significa aspro, pungente. Il nome alcali viene dall’arabo al-qalì che sta ad indicare la potassa contenuta nella cenere di legna, le cui soluzioni sono fortemente basiche

3. A quale epoca risale l’idea di acido e di base? “Chi canta canzoni ad un afflitto è come chi si toglie il vestito in un giorno di freddo e come aceto sulla soda” Bibbia cap. 20 Libro dei Proverbi In altri libri dell’Antico Testamento si parla di latte acido e dell’azione purificatrice di soda e potassa. Ciò dimostra che l’idea di acido, di alcali e di reazione chimica è da tempo patrimonio culturale dell’umanità.

4. Ed oggi? Non occorre avere dimistichezza con la chimica per riconoscere, utilizzando il gusto o le proprietà aggressive, agli alimenti quali l’aceto, il succo di limone, al liquido delle batterie ed anche alle bibite tipo cola, i caratteri tipici delle sostanze acide; mentre ai prodotti di uso domestico quale le soda riconoscere il carattere basico mediante il tatto perché scivolosi e adatti a rimuovere lo sporco.

5. ACIDI E BASI NELLA VITA QUOTIDIANA Acidi Basi Molti dei prodotti (classificabili in chimica come miscugli omogenei e/o eterogenei), normalmente usati in casa, presentano caratteristiche acide o basiche. Ne sono esempi: saponi, detersivi, medicine e alimenti

6. Acidi e basi le prime osservazioni. • Gli Acidi • Sono di sapore aspro; • Corrodono facilmente molti metalli; • Fanno diventare rosso il tornasole, una sostanza estratta da un lichene. • Le Basi • Hanno un sapore amarognolo; • Sono saponose al tatto; • Si mostrano corrosive solo per alcuni metalli; • Fanno diventare blu il tornasole

7. Acidi Alcuni alimenti quali l’aceto, il limone e lo yogurt presentano un tipico sapore aspro che viene meglio definito come acido, tale sapore è causato da particolari sostanze contenute in questi prodotti dette acidi: l’acido acetico, nel caso dell’aceto, l’acido citrico, nel caso del succo del limone e l’acido lattico nel caso dello yogurt. Ma alcuni acidi possono essere molto pericolosi, fra questi vi è l’acido cloridrico (commercialmente chiamato acido muriatico, usato per togliere le incrostazioni da calcare) o l’acido solforico usato per sturare i bagni o ancora l’acido fluoridrico usato per togliere le macchie di ruggine dai tessuti.

8. Basi Altre sostanze, invece, presentano un gusto differente. Se, ad esempio, sciogliamo un cucchiaino di bicarbonato di sodio in un bicchiere d’acqua, la soluzione ha un sapore amarognolo. Il bicarbonato di sodio e le sostanze che presentano lo stesso comportamento sono dette basi (o anche alcali). Fra le basi di comune impiego vi sono l’idrossido di ammonio (ammoniaca) e l’ipoclorito di sodio (candeggina), usati come prodotti per la pulizia delle superfici, e l’idrossido di sodio contenuto nei prodotti per la pulizia delle tubazioni degli scarichi casalinghi.

9. E noi ….. Anche nel nostro organismo sono presenti sia sostanze acide sia sostanze basiche. Nello stomaco, ad esempio, viene secreto acido cloridrico (HCl). Sono, invece, basici i succhi pancreatici; leggermente basico è il sangue.

10. Definizioni di Acidi e Basi Prima di Arrhenius Arrhenius Brönsted-Lowry Lewis

11. Prima di Arrhenius J. R. Glauber Boyle Lavoisier J. von Liebig

12. J. R. Glauber 1648 Gli alchimisti conoscevano la capacità degli acidi e delle basi di fare cambiare di colore alcuni coloranti vegetali e queste proprietà insieme alla capacità degli acidi e delle basi di neutralizzarsi a vicenda formando Sali, facevano pensare che essi presentassero proprietà opposte

13. R. Boyle (1627- 1691) Spiegava la natura pungente degli acidi con la forma a punta delle particelle e le caratteristiche basiche con la forma tonda delle particelle; la neutralizzazione veniva spiegata col fatto che le particelle a punta degli acidi si conficcavano nelle particelle tonde delle basi (questo era un ingenuo trasferimento delle proprietà macroscopiche a livello macroscopico). Fu fra i primi ad occuparsi di indicatori vegetali, egli osservò che lo sciroppo di violette blu virava al rosso in presenza degli acidi e al verde in presenza degli alcali. Egli classificò acidi ed alcali secondo la loro forza, ricorrendo all’infuso di lignum nephiriticum. Altri esperimenti fece con il succo di fiordalisi, di ligustro, di more e con i decotti di fiori di melograno e di rosa. Vide che il litmus (tornasole) estratto da particolari licheni, assumeva colorazione rossa in presenza di acidi e blu in presenza di alcali e ne impregnò la carta per facilitarne l’impiego.

14. Lavoisier 1777 Sostenne che l’ossigeno era il principio generale dell’acidificazione, in quanto i non metalli combinandosi con l’ossigeno acquisivano carattere acido, ma questo approccio, precursore delle moderne teorie, non fu sviluppato, perché H. Davy riportava studi sull’acido muriatico (HCl) a carattere acido non contenete ossigeno.

15. J. von Liebig 1838 Ipotizzò che gli acidi contenessero nella loro molecola almeno un atomo di idrogeno sostituibile, stabilendo un secondo principio dell’acidificazione

16. Acidi e basi secondo Arrhenius (1887): Gli Acidi si dissociano in acqua liberando ioni H+ HCl + H2O  H3O+ + Cl- Le Basi si dissociano in acqua liberando ioni OH- NaOH + H2O  Na+ + OH- + H2O Queste due specie reagiscono tra loro formando acqua H3O+ + OH-  2 H2O

17. Sörensen 1909 Studiando l’azione degli acidi sulla catalisi enzimatica, dovendo esprimere con numeri semplici il grado di acidità propose l’uso del pH = - log [H+]

18. Acidi e basi secondo la teoria di Brönsted-Lowry (1923): Acido: specie chimica che dona protoni Base: specie chimica che accetta protoni HA + H2O H3O+ + A- Acido Base Acido coniugato Base coniugata

20. Rispetto alla teoria di Arrhenius, nella teoria di Brönsted-Lowry: • Una base è una specie chimica che accetta protoni (lo ione idrossido OH- è solo un esempio di base); • Le reazioni acido-base non sono più limitate alle soluzioni acquose; • Alcune specie possono agire sia come acidi sia come basi, a seconda della natura dell’altra specie reagente.

21. Acidi e basi secondo la teoria di Lewis(1923) • Acido è una specie chimica (molecola o ione) in grado di accettare una coppia di elettroni (H+, BF3, ecc.). • Base è una specie chimica (molecola o ione) in grado di fornire una coppia di elettroni (OH-, NH3, ecc.).

22. Gli acidi e le basi come elettroliti. Le sostanze che in soluzione acquosa si scindono in ioni positivi e negativi in grado di condurre, in varia misura, la corrente elettrica, vengono chiamate elettroliti. Gli ioni rappresentano i “veicoli” per il trasporto dell’elettricità. Maggiore è il numero di ioni presenti, maggiore è la conducibilità della soluzione dell’elettrolita. Sono elettroliti gli acidi, le basi, e i sali.

23. Dissociazione: si riferisce alla scissione in ioni di carica opposta, che subiscono, per intervento dell’acqua, i composti ionici.

24. Ionizzazione: si riferisce alla separazione in ioni di carica opposta che subiscono i composti covalenti polari all’atto della loro dissoluzione in acqua.

25. Gli elettroliti che in soluzione presentano tutte le molecole dissociate in ioni sono chiamati elettroliti forti(es: cloruro di sodio, acido cloridrico, acido solforico, ecc.). Gli elettroliti dei quali, invece, solo una piccola frazione èdissociata in ioni sichiamano elettroliti deboli (es: acido acetico, acido carbonico, acido citrico, ammoniaca, ecc.)

26. Ad esempio una soluzione di cloruro di sodio (“sale da cucina”) è un buon conduttore; una soluzione di acido acetico (presente nell’aceto) è un cattivo conduttore.

27. Eseguendo prove di conducibilità elettrica anche su soluzioni di CH3COOHe HCl si osserva un’importante differenza. Se si preparano soluzioni di acidi diversi sciogliendo però lo stesso numero di molecole, la concentrazione degli ioni H+puòessere differente. Lo stesso vale per le basi: misure di conducibilità elettrica mostrano, ad esempio, che a parità di concentrazione, una soluzione di NaOHconduce molto meglio la corrente rispetto ad una soluzione di NH3.

30. La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base forte può essere così rappresentata: La situazione di una soluzione acquosa di un acido/base debole può essere così rappresentata:

31. Dal seguente grafico possiamo notare che le sostanze più acide e più basiche hanno un’alta conducibilità.

32. PRODOTTO IONICO DELL’ACQUA L’acqua pura non conduce la corrente elettrica, ma se si misura la sua conducibilità con strumenti molto sensibili, si osserva che anch’essa, sia pure in minima quantità, conduce la corrente elettrica. Questo significa che pochissime delle sue molecole sono dissociate in ioni. La reazione di ionizzazione dell’acqua che porta alla formazione di ioni idrogeno, H+, e di ioni idrossido, OH-, è una reazione di equilibrio molto spostata verso la forma indissociata H2O : H2O H+ + OH- H2O + H2O H3O+ + OH-(t. di Brönsted-Lowry)

33. Equilibrio di autoionizzazione dell’acqua

34. Dal valore molto basso della Keq , si deduce che la frazione di molecole di acqua ancora indissociate in protoni e ioni ossidrile è praticamente quella iniziale. Considerando che la massa di una mole di acqua è 18 g/mole e che la massa totale di acqua in un litro è 1000 g la concentrazione molare dell’acqua pura sarà: [ H2O ] =1000 g/l : 18 g/mole = 55,5 mol/l Poiché tale valore può essere considerato costante, la relazione di equilibrio diventa: Keq x [ H2O] 2= [ H+] x [ OH-] Sostituendo il valore: Keq x (55,5)2= [ H+] x [ OH-]

35. Il prodotto Keq x (55,5)2 è una nuova costante, è indicata con Kw ed è chiamata prodotto ionico dell’acqua, il cui valore , a 25 °C e per tutte le soluzioni acquose, è : Kw=3, 25 · 10-18 x(55,5)2=1 · 10-14

36. H2O + H2O H3O+ + OH- Poiché da una molecola di acqua si ottiene uno ione H+ e uno ione ossidrile (OH-), nell’acqua pura le concentrazioni dei due ioni devono essere uguali, cioè: [H+]=[OH-] Sostituendo nella relazione del prodotto ionico dell’acqua si ha: Kw = 1 · 10-14= [ H+ ] x [ OH-] = [ H+ ] x [ H+ ] 1 ·10-14= [ H+ ] 2 da cui: [ H+] = [ OH-] = 1 · 10-7 mol/lsoluzioni neutre

37. Una soluzione acquosa in cui prevale la concentrazione degli ioni H+,risulta acida. [ H+]>[ OH-] soluzioni acide [ H+]> 1 · 10-7 Una soluzione in cui prevale la concentrazione degli ioniOH-risulta basica. [ H+]<[ OH-]soluzioni basiche [ H+]<1 · 10-7

38. Il grado di acidità e di basicità si misura mediante una scala i cui valori a 25 °C sono compresi tra 1 e 14, chiamata scala di pH. pH = 7 indica la neutralità pH < 7 indica l’acidità pH > 7 indica la basicità

39. Per cui l’esponente della potenza che esprime la concentrazione degli ioni H+, cambiato di segno, diventa immediatamente il pH.

40. La conoscenza dei valori del pH di una soluzione è molto importante: • La vita degli animali e dei vegetali è regolata da una determinata concentrazione degli ioni H+, e se essa viene sensibilmente cambiata può scomparire qualunque manifestazione di vita. • Il pH è importante anche per la qualità delle acque potabili, dei prodotti alimentari e di uso quotidiano, per un gran numero di lavorazioni industriali (produzione carta, farmaci, tintura, stampa..) e di processi tecnologici(produzione vino, birra, conservazione latte, carne..).

42. DETERMINAZIONE SPERIMENTALE DEL pH Il grado di acidità o basicità di una soluzione si può misurare utilizzando gli indicatori acido-base od il piaccametro. Gli INDICATORI sono sostanze organiche aventi la proprietà di assumere diverso colore quando vengono a contatto con un acido o una base.

44. La figura seguente mostra l’utilizzo dell’indicatore universale, una cartina preparata con un miscuglio di indicatori, in grado di assumere tonalità di colore differenti a seconda della concentrazione di ioni H+ o OH-. • In base al colore si può risalire al valore del pH

45. Mediante l'indicatore universale vediamo che le varie soluzioni si colorano di determinati colori; questi colori rappresentano il pH della sostanza (acida, basica o neutra)

46. Per misure più accurate del pH si può impiegare uno strumento apposito, detto PIACCAMETRO. Esso consente di misurare il pH immergendo una sonda costituita da un elettrodo a vetro direttamente nella soluzione e leggendo su un’apposita scala il valore del pH.

47. Preparazione di un indicatore naturale: il succo del cavolo rosso Liquido di colore blu – viola che a contatto con sostanze acide diventa rosso, mentre a contatto con sostanze basiche diventa verde e perfino giallo Si taglia a fettine un cavolo rosso Si pongono le fettine in una pentola e si versa acqua fino a ricoprirle Si pone la pentola su un fornello (anche elettrico) Si lascia bollire per 30 minuti Si spegne il fornello e si lascia raffreddare Si filtra il liquido blu – viola ottenuto in un recipiente dall’imboccatura larga

48. Preparazione di cartine indicatrici al succo di cavolo rosso Il succo così ottenuto può essere adoperato direttamente, aggiungendone qualche goccia alla soluzione da analizzare, oppure si possono preparare delle cartine imbevute simili a quelle al tornasole (commerciali) • Si tagliano a rettangoli dei fogli di cartoncino bianco • Si pongono tali cartoncini a bagno nel succo di cavolo rosso in modo che si imbevano bene • Dopo circa 30 minuti si tolgono i cartoncini e si pongono ad asciugare (anche con l’aiuto di un phon) • Si tagliano i cartoncini in striscette che vengono conservate in una busta chiusa per conservarle più a lungo

49. Le striscette così ottenute possono essere adoperate come le comuni cartine al tonasole Se, a questo punto, immergiamo queste cartine in più soluzioni a diverso pH noto (una cartina per ciascuna soluzione) possiamo ottenere la scala cromatica delle cartine al cavolo rosso che abbiamo preparato Soluzione acida Soluzione basica