L'EVOLUZIONE DEL CONCETTO DI ACIDO E BASE: DA LAVOISIER A BROSTED E LOWRY

I concetti di acido e base sono stati per lungo tempo oggetto di discussione e di continue modifiche.
Qui di seguito riportero' le più importanti teorie fino ai primi anni del XX secolo.

Il chimico francese Lavoisier

• LA TEORIA DI LAVOISIER

Il celeberrimo chimico francese Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794) affermò che con il termine "Acido" indicasse qualsiasi composto contenente Ossigeno. Il termine di questo elemento, inoltre, fu dato dallo stesso Lavoisier indicandolo come "Generatore d'Acido" per il fatto che a causa della propria acidità fosse il responsabile delle combustioni.

• LA TEORIA DI DAVY

Lo scienziato inglese Davy

Formula dell' Acido cloridrico 

Lo scienziato inglese Sir Humpry David (1778-1829) riuscì a negare l'ipotesi di Lavoisier. Egli, infatti, scoprì l'esistenza di un acido che non conteneva Ossigeno, ma un nuovo elemento che ribatezzò con il termine Cloro; Tale acido era l'acido cloridrico HCL. Inoltre lo scienziato ipotizzò che l'elemento fondamentale di un acido fosse l'Idrogeno che potesse essere sostituito con atomi di metalli per formare i Sali.

• LA TEORIA DI ARRHENIUS 

Svante Arrhenius

Nel 1884 lo scienziato svedese Svante Arrhenius (1859-1927) definì che gli elettroliti, ovvero sostanze che, disciolte in acqua, subiscono una dissociazione elettrolitica generando cationi e anioni. In particolare affermò che gli acidi sono quelle sostanze che, dissociate in acqua, producono ioni H+, mentre che le basi fossero sostanze che sempre dissociate in acqua producono ioni OH-. Inoltre stabilì che più il grado di dissociazione è alto, più l'acido/base sarà forte e ciò si può misurare attraverso la costante di dissociazione acida:

• LA TEORIA DI BRONSTED-LAWRY

La teoria di Arrhenius presentava diversi limiti tra cui, il più importante, quello dell'esistenza del catione H+. All' epoca, infatti, era davvero impensabile che potesse esistere un atomo senza elettroni e con un unico protone. Una nuova visione del concetto acido-base fu data dagli scienziati Bronsted (1879-1947) e Lowry (1874-1936) i quali scongiurarono l'idea di Arrhenius. Secondo la loro teoria un Acido è una sostanza che cede H+, mentre una Base è una sostanza che acquista H+. Secondo questa teoria, quindi, non può esistere un acido senza una base corrispondente e viceversa. Quando un acido cede H+, allora si trasforma nella sua base coniugata, mentre quando una base acquisisce un H+ diventa nel suo acido coniugato.
Secondo questa teoria, quindi, le basi e gli acidi non esistono in modo isolato, ma esistono solo coppie di acido/base coniugate. Aspetto particolare è quello relativo alle sostanze che presentano un comportamento anfotero, ovvero possono comportarsi sia da acido che da base.

Esempio di una reazione Acido-Base

Fonti:

Il mio libro di chimica

Wikipedia

Chimicaonline

Google immagini

IL PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA E L' ENTALPIA

Un sistema termodinamico subisce trasformazioni fisiche o chimiche a causa dell'alterazione del suo equilibrio determinato da tre grandezze: la pressione, il volume e la temperatura.
L'equilibrio del sistema si altera quando si ha una variazione di grandezze energetiche chiamate "Funzioni di stato" come l'Energia interna (U), l'Entalpia (H), l'Entropia (S) e l'Energia Libera (G).
In questo post tratteremo l'Entropia; per comprendere meglio il significato di questa grandezza, però, inizieremo spiegando il primo principio della Termodinamica.
Il primo principio della Termodinamica afferma che il calore fornito ad un sistema termodinamico (Q) non viene convertito totalmente in lavoro (L), ma fa aumentare anche l'energia interna del sistema (U).

                                           Q= ΔU+ L

Ricordiamo che ΔU è la differenza di energia interna del sistema finale e iniziale.
Il calore Q assume segno positivo se è assorbito dall'ambiente esterno (+Q), mentre assume segno negativo se viene ceduto all'ambiente esterno dal sistema (-Q).
Il lavoro L presenta segno positivo se viene compiuto dal sistema sull'ambiente (+L), mentre presenta segno negativo quando è compiuto dall'ambiente sul sistema (-L). 

I sistemi termodinamici più studiati sono quelli in cui sono presenti gas; in questo caso il lavoro L è uguale a: 
L= PV 
In questo caso il primo principio della Termodinamica può, dunque, essere scritto in questo modo:
Q= ΔU + PV
In particolare a pressione costante (trasformazioni isobare):
Queste trasformazioni sono quelle più studiate dalla Termochimica ed è a questo punto che ora introdurremo il concetto di Entalpia.
L'Entalpia (H) è una funzione di stato che indica il contenuto termico di un sistema.
H= ΔU + PV 
La sua variazione è:
ΔH= ΔU + PΔV      
La variazione ΔH di una trasformazione isobara è quindi uguale al calore Q del sistema.
ΔH= Q= ΔH2- ΔH1
Il calore (Q) di un sistema termodinamico a pressione costante è uguale alla variazione di Entalpia tra lo stato finale e quello iniziale.

Consideriamo ora una reazione endotermica.
Il contenuto termico dei prodotti è maggiore rispetto a quello dei reagenti (+Q), quindi ΔH>0.

Consideriamo ora una reazione esotermica,
Il contenuto termico dei prodotti è minore rispetto a quello dei reagenti (-Q), quindi ΔH<0.

Fonti:

Il mio libro di chimica

Wikipedia

ChimicaOnline

Google immagini

I FONDAMENTI DELLA TERMODINAMICA

Oggi cominceremo ad occuparci della Termochimica, ovvero di quella branca della chimica che studia le variazioni termiche durante una reazione.

Ovviamente la Termochimica si basa moltissimo su argomenti relativi alla Termodinamica e per questa ragione credo sia giusto "rinfrescare" un po' la memoria.

• Concetti di base 

La Termodinamica è la branca della Fisica che studia gli scambi e le variazioni di calore all'interno di un sistema termodinamico, ovvero l'insieme di corpi coinvolti nello scambio di calore (Q); il sistema termodinamico è limitato dal resto dell'ambiente da un confine.

• Reazione esotermica ed endotermica

Quando avviene una reazione chimica il calore di reazione (Q) può essere assorbito (+Q) o essere prodotto (-Q). Nel primo caso si dice che la reazione è "Endotermica", mentre nel secondo "Esotermica".

A lato abbiamo un grafico di una reazione generica endotermica.

In questo tipo di reazione il sistema assorbe calore dall'ambiente esterno (+Q) e quindi i prodotti hanno un contenuto termico maggiore rispetto ai reagenti.

 

In questo caso, invece, abbiamo una reazione generica esotermica. In questo tipo di reazione viene prodotto calore (-Q) e quindi i prodotti hanno contenuto termico minore rispetto ai reagenti.

Un esempio di reazione esotermica è la combustione.

• Calore specifico e Capacità termica 

Calore specifico (c): quantità di calore necessaria per far aumentare di 1°C la temperatura di 1 g di una determinata sostanza. La sua unità di misura è il J/(g °C).

Capacità termica (C): quantità di calore necessaria per far aumentare di 1 °C la temperatura di una sostanza (m qualsiasi). La sua unità di misura J/K.

C= c x m   (Formula della capacità termica)

Q=  m (Kg) x c (J/g K) x Δt (K)    (Legge della calorimetria)

• Energia interna di un sistema (U)

L'energia interna di un sistema termodinamico (U) è data dalla somma dell' energia cinetica media delle particelle e dall'energia potenziale delle particelle.

U= Ec+Ep  (Energia interna)

     Fonti: 

Il mio libro di chimica 

Chimicaonline