Chimica · Unità 4 1 CFU

Acidi, basi, pH, soluzioni tampone, reazioni di ossido-riduzione ed elettrochimica.

Teoria essenziale

1. Acidi e basi: teorie e definizioni

🔹 Teoria di Arrhenius (1887)

Acido: sostanza che in acqua libera ioni H⁺ (es. HCl → H⁺ + Cl⁻).
Base: sostanza che in acqua libera ioni OH⁻ (es. NaOH → Na⁺ + OH⁻).
Limite: valida solo per soluzioni acquose.

🔸 Teoria di Brønsted-Lowry (1923) – più generale

Acido: specie che cede un protone (H⁺).
Base: specie che accetta un protone (H⁺).
Coppia acido-base coniugata: due specie che differiscono per un protone (es. CH₃COOH / CH₃COO⁻, NH₄⁺ / NH₃).

🧪 Esempio: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
HCl (acido) cede H⁺ a H₂O (base) → H₃O⁺ (acido coniugato) e Cl⁻ (base coniugata).

🔹 Teoria di Lewis (1923) – la più generale

Acido: specie che accetta un doppietto elettronico.
Base: specie che cede un doppietto elettronico.
Include reazioni che non coinvolgono protoni (es. BF₃ + NH₃ → BF₃NH₃).

Auto-protolisi dell'acqua
L'acqua agisce sia da acido che da base: 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
K_w = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ a 25°C

2. pH e pOH

Il pH è una misura dell'acidità o basicità di una soluzione.

pH = –log[H₃O⁺] pOH = –log[OH⁻] pH + pOH = 14

Scala del pH

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Acido Neutro Basico

Acidi e basi forti vs deboli

Caratteristica	Acido/base forte	Acido/base debole
Dissociazione	Completa (→)	Parziale (⇌)
Costante	K_a o K_b > 1	K_a o K_b < 1
Esempi	HCl, HNO₃, NaOH, KOH	CH₃COOH, NH₃, H₂CO₃

📌 pK_a e pK_b:
pK_a = –log K_a pK_b = –log K_b
Più basso è il pK_a, più forte è l'acido. Per un acido debole: pK_a + pK_b = 14 (per la coppia coniugata).

Acidi e basi poliprotici
Possono cedere/accettare più di un protone (es. H₂SO₄, H₃PO₄, H₂CO₃). Ogni dissociazione ha una propria K_a (K_a1 > K_a2 > K_a3).

3. Soluzioni tampone

Una soluzione tampone è una soluzione che resiste alle variazioni di pH quando si aggiungono piccole quantità di acido o base. È composta da un acido debole e la sua base coniugata (o da una base debole e il suo acido coniugato).

Equazione di Henderson-Hasselbalch

pH = pK_a + log ( [base coniugata] / [acido] )

🩸 Tamponi del sangue:

Tampone bicarbonato: H₂CO₃ / HCO₃⁻ (il più importante). CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻
Tampone fosfato: H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻
Proteine: gruppi amminici e carbossilici agiscono da tampone.
Acidosi: pH < 7,35. Alcalosi: pH > 7,45.

4. Reazioni di ossido-riduzione (redox)

Le reazioni redox comportano un trasferimento di elettroni tra specie chimiche.

Ossidazione: perdita di elettroni (aumenta il numero di ossidazione).
Riduzione: acquisto di elettroni (diminuisce il numero di ossidazione).
Agente ossidante: si riduce (accetta elettroni).
Agente riducente: si ossida (cede elettroni).

⚡ Applicazioni biomediche:

Respirazione cellulare: O₂ è l'accettore finale di elettroni nella catena di trasporto. Bilancio: C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + energia.
Reazioni di Fenton e Haber-Weiss: Fe²⁺ + H₂O₂ → Fe³⁺ + OH⁻ + OH• (radicale idrossilico) – reazioni non enzimatiche che producono radicali liberi dannosi.
Antiossidanti: molecole che neutralizzano i radicali liberi (es. glutatione, vitamina E).

Elettrochimica: celle galvaniche e potenziali redox

Cella galvanica: produce energia elettrica da una reazione redox spontanea.
Anodo: avviene l'ossidazione (polo negativo). Catodo: avviene la riduzione (polo positivo).
Potenziale standard (E°): tendenza di una specie ad accettare elettroni. Maggiore E°, maggiore potere ossidante.

ΔG° = –n · F · ΔE°

ΔE° > 0 → reazione spontanea (esoergonica).
ΔE° < 0 → reazione non spontanea (endoergonica).

Equazione di Nernst (per potenziali in condizioni non standard)

E = E° – (RT/nF) · ln Q

dove Q = quoziente di reazione, n = numero di elettroni scambiati, F = costante di Faraday (96485 C/mol).

Esempi svolti

🧪 Esempio 1 – Calcolo del pH
Calcolare il pH di una soluzione 0,01 M di HCl (acido forte).
Soluzione: HCl → H⁺ + Cl⁻ (dissociazione completa). [H⁺] = 0,01 M. pH = –log(0,01) = 2

🧪 Esempio 2 – Tampone
Calcolare il pH di un tampone con [CH₃COOH] = 0,1 M e [CH₃COO⁻] = 0,2 M (pKₐ = 4,76).
Soluzione: pH = 4,76 + log(0,2/0,1) = 4,76 + log(2) = 4,76 + 0,301 = 5,06

🧪 Esempio 3 – Calcolo del potenziale
Per la cella Zn/Zn²⁺ (0,1 M) || Cu²⁺ (0,01 M)/Cu, con E° Zn = -0,76 V e E° Cu = +0,34 V. Calcolare ΔE° e la fem.
Soluzione: ΔE° = E°catodo – E°anodo = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V.
Usando Nernst: E = E° – (0,0592/n)·log Q. Per la reazione Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, n=2, Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 0,1/0,01 = 10.
E = 1,10 – (0,0592/2)·log(10) = 1,10 – 0,0296 = 1,07 V

Esercizi guidati

✏️ Esercizio 1 – Calcolare il pH di una soluzione 0,001 M di NaOH (base forte).

Soluzione: NaOH → Na⁺ + OH⁻ (dissociazione completa). [OH⁻] = 0,001 M = 10⁻³ M.
pOH = –log(10⁻³) = 3. pH = 14 – 3 = 11.

✏️ Esercizio 2 – Per il tampone H₂CO₃/HCO₃⁻ con pKₐ = 6,37, calcolare il pH quando [HCO₃⁻]/[H₂CO₃] = 10.

Soluzione: pH = 6,37 + log(10) = 6,37 + 1 = 7,37.

✏️ Esercizio 3 – Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente nella reazione: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

Soluzione: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (si ossida, è l'agente riducente).
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (si riduce, è l'agente ossidante).

Test di autovalutazione

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