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forte H 3 O + (K A = 1) all’acido più debole H 2 O (K A = 10 -14 ); dalla base più debole H 2 O (K B = 10 -14 ) alla
base più forte OH - (K B = 1). Acidi poliprotici (es. H 3 PO 4 , H 2 S, CO 2 , SO 2 ). Equilibri e costanti di
dissociazione graduale. K A1 K A2 … K An : fattore statistico e fattore elettrostatico (preponderante).
Basi poliprotiche e poliacide (PO 4
3-, S 2- , CO 3
2-, SO 3
2-)? Costanti di basicità graduale e loro sequenza
(come sopra).
Acidità degli acquoioni metallici (es. Fe 3+ , Al 3+ , Cu 2+ ). Meccanismo della dissociazione acida
(espulsione di un H + dalla prima sfera di idratazione). Dipendenza di K A dalla carica e dalle
dimensioni dello ione metallico. Natura degli idrogeni acidi: ossi-acidi (H acido legato ad O) ed
idracidi (acidi alogenidrici e pseudo-alogenidrici, H 2 S).
Perché H 3 PO 4 è un acido tri-protico, H 3 PO 3 bi-protico e H 3 PO 2 mono-protico.
La concentrazione degli ioni idrogeno in soluzione acquosa. Necessità di introdurre una scala
logaritmica nella misura degli H + in soluzione: pH (= - log 10 H + ). PH + pOH = pK w = 14. Calcolo
del pH di soluzioni di sostanze con proprietà acide e basiche.
Acidi forti: formula approssimativa e formula esatta (per soluzioni fortemente diluite, da 10 -6 in
giù). Acidi deboli: (es. HF, CH 3 COOH, NH 4
+, Al 3+ ): formule approssimate, due livelli di
approssimazione successiva. Basi forti e basi deboli (NH 3 , CH 3 COOH - , F - etc.) trattate in maniera
analoga. pH di soluzioni di un acido e della sua base coniugata (soluzioni tampone). Es. di
tamponi: acetico, ammonico. Proprietà delle soluzioni tampone (mantenimento, tamponamento
del pH costante in seguito all’aggiunta di acidi e basi). pH tamponato dell’acqua di mare (= 7,8).
Indicatori acido-base. Indicatori come acidi deboli Kln, per i quali la specie indissociata Hln ha un
colore intenso e diverso da quello della specie ln - . Viraggio dell’indicatore e campo di viraggio: pH
= pK ln ± 1. Alcuni indicatori di uso comune: metilarancio, pK ln = 3,7 , Vira dal rosso al giallo:
fenolftaleina, pK ln = 9,4, vira dall’incolore al rosso; tornasole, miscela di indicatori con pK ln
apparente = 7, vira dal rosso al blu.
Titolazione acido-bae. Titolo = concentrazione. Titolazione: determinazione della concentrazione
ignota di una soluzione attraverso l’aggiunta di una soluzione a titolo noto (o standard).
Volume equivalente: volume di soluzione titolante aggiunta perché il numero di moli del titolante
sia uguale a quello della specie da titolare: n A = n B ; V A •c A = V B •c B . Punto equivalente: valore di pH
al quale n A = n B . Curve di titolazione (pH, volume o moli di titolante). Come si costruisce una
curva di titolazione: titolazione di un acido forte con una base forte e viceversa (p.to equivalente a
pH = 7); titolazione da un acido debole con una base forte (p.to equivalente nella zona alcalina);
titolazione di una base debole con un acido forte (p.to equivalente nella zona acida). Rivelazione
del p.to equivalente per mezzo di indicatori: scelta dell’indicatore appropriato.
Proprietà acido-base degli ossidi. Ossidi di metalli, ionici, basici. La base O 2- . Reazioni degli ossidi
basici con l’acqua e con gli acidi. Ossidi di non metalli, covalenti, acidi (anidridi). Reazioni con
H 2 O, OH - , O 2- .
Le reazioni acido-base ed il legame covalente. Teoria di Lewis. Acidi: accettori di doppietti
elettronici (H + , BF 3 , SiF 4 , PF 5 , SO 2 ). Basi: donatori di doppietti elettronici, in compartecipazione
(NH 3 , F - , OH - ). Reazioni a.-b. di Lewis: formazione di un addotto acido-base, attraverso la messa in
compartecipazione di una coppia di elettroni. Es.
H + + NH 3 , H + + OH - , BF 3 + NH 3 , BF 3 + F - , SiF 4 + 2F - , CO 2 + OH - .
Formazione di composti di coordinazione (o complessi). La formazione di composti di
coordinazione come reazione acido-base di Lewis. Ione metallico accettore (acido): uno ione
metallico di transizione (es. Cu 2+ , Fe 3+ , Ag + ). Legante (base): una molecola o anione capace di
cedere in compartecipazione una coppia di elettroni attraverso un suo “atomo donatore”. Lo ione
metallico ordina attorno a se’ (co-ordina) più atomi donatori di leganti. Numero di coordinazione e
geometria più comuni per i complessi metallici: n = 2, lineare [Ag(NH 3 ) 2
+, CuI 2
-, Au(CN) 2
-]; n = 4,
tetraedrica (CoCl 4
2-, Hg(CN) 4
2-, ZnBr 4
2-) o quadrata ((Ni(CN) 4
2-, Pt(NH 3 ) 4
2-, AuCl 4
-); n = 6, ottaedrica