Acidi e Basi
Sono definiti ELETTROLITI le sostanze che, sciolte in acqua, formano ioni e quindi soluzioni capaci per esempio di condurre la corrente elettrica. Sono elettroliti gli acidi, le basi, i sali.
Acido e base sono termini che si riferiscono a due tipi di composti che sono elettroliti e che hanno caratteristiche opposte.
Acidi e Basi
Teoria di Arrhenius
La prima definizione di acidi e basi fu elaborata nella teoria di Arrhenius (1859-1927) attraverso lo studio della dissociazione degli elettroliti in soluzione acquosa:
“Acidi i composti che in soluzione acquosa liberano ioni idrogeno o protoni (H+) e Basi i composti che liberano ioni idrossido (o ossidrile, OH-)“.
Acidi e Basi
Reazioni di neutralizzazione
Le reazioni tra un acido e una base si chiamano reazioni di neutralizzazione e portano alla formazione di un sale e di acqua (la neutralizzazione avviene di fatto tra gli ioni H+ e OH- che reagiscono tra loro formando acqua).
I prodotti di una reazione di neutralizzazione sono l'acqua e un sale
Reazioni di neutralizzazione
La teoria di Arrhenius però considerava solo le soluzioni acquose ed inoltre non spiegava perché composti come l’ammoniaca (NH3), privi di ioni idrossido, si comportavano come basi. Questi limiti furono superati dai chimici Brønsted (1879-1947) e T. Lowry (1874-1936) che, indipendentemente, formularono una interpretazione più ampia di acido e base.
Teoria acido-base di Brønsted-Lowry
La teoria acido-base di Brønsted-Lowry definisce:
“Acido un composto in grado di cedere uno o più protoni a una base, e base un composto in grado di accettare uno o più protoni ceduti da un acido“.
ossia le proprietà acide di una specie si manifestano soltanto in presenza di una specie che può comportarsi da base e viceversa.
Teoria acido-base di Brønsted-Lowry
Teoria acido-base di Brønsted-Lowry
La definizione di acidi e basi data da Arrhenius implica la presenza dell’acqua come solvente, mentre la definizione di Brønsted-Lowry prescindendo dalla presenza di acqua inquadra il concetto di acido e base non in senso assoluto, ma piuttosto in funzione delle circostanze: una sostanza infatti può comportarsi da acido in presenza di un acido più debole (che agisce da base) e da base in presenza di un acido più forte.
Esempi di reazioni acido base di Brønsted-Lowry
Nella prima reazione l’acido acetico si comporta da acido perché l’acqua è un acido più debole; nella seconda reazione l’acido acetico si comporta da base perché l’acido perclorico, HClO4, è un acido più forte.
Esempi di reazioni acido base di Brønsted-Lowry
L’acido cloridrico, HCl, in soluzione acquosa si comporta come acido perché è l’acqua stessa che funge da base accettando il protone e formando lo ione ossonio, H3O+; di fatto in soluzione i protoni non esistono liberi, ma si legano per attrazione elettrostatica alle molecole d’acqua.
Esempi di reazioni acido base di Brønsted-Lowry
L’ammoniaca, NH3, pur non contenendo ioni idrossido, si comporta come una base; essa, infatti, reagendo con acqua, che funge in questo caso da acido, ne accetta un protone, trasformandosi nel suo acido coniugato ione ammonio, NH4+; l’acqua, invece, cedendo un protone, si trasforma nella sua base coniugata ione idrossido.
Esempi di reazioni acido base di Brønsted-Lowry
L’acqua, in quanto può comportarsi da acido o da base a seconda della specie con cui reagisce, è definita un composto anfotero.
Teoria di Lewis
Secondo la teoria Lewis (1875-1946), formulata nel 1916 ma accettata solo nel 1938
“Per acido si intende una specie capace di accettare una coppia di elettroni o doppietto elettronico (da una base) formando un legame dativo; per base si intende una specie capace di donare un doppietto elettronico (a un acido) formando un legame dativo.”
La teoria di Lewis è più generale di quella di Brønsted-Lowry.
Esempi di reazioni acido base di Lewis
L’ammoniaca, NH3, è una base di Lewis, il tricloruro di boro, BCl3, è un acido di Lewis. Le reazioni acido-base di Lewis non richiedono né la presenza di un solvente (teoria di Arrhenius) né la presenza del protone (teoria di Brønsted-Lowry).
Schema riassuntivo
Esempi ed applicazioni numeriche
Le lezioni del Corso
2. Stati di aggregazione, comportamento dei sistemi materiali, tra...
3. Le leggi fondamentali della Chimica. Rapporti di combinazione. ...
5. Il processo di solubilizzazione e la solubilità
6. La concentrazione delle soluzioni. Diluizione e mescolamento
7. L'ipotesi dell'esistenza degli atomi, le formule. Stechiometria...
9. Trasformazioni di fase. Diagrammi di stato e proprietà colliga...
10. Le reazioni chimiche: la gestione quantitativa
12. Il significato di funzione d'onda e la sua relazione con la def...
13. I numeri quantici e i loro vincoli
14. Le configurazioni elettroniche
15. Le proprietà periodiche degli atomi. Tavola periodica
16. Stechiometria
17. Il legame chimico, covalente, covalente polare, ionico. La pola...
18. Reazioni che implicano trasferimento di elettroni e loro bilanc...
Il Podcast della lezione
Le altre lezioni del corso con podcast
2. Stati di aggregazione, comportamento dei sistemi materiali, tra...
3. Le leggi fondamentali della Chimica. Rapporti di combinazione. ...
5. Il processo di solubilizzazione e la solubilità
6. La concentrazione delle soluzioni. Diluizione e mescolamento
7. L'ipotesi dell'esistenza degli atomi, le formule. Ste...
9. Trasformazioni di fase. Diagrammi di stato e proprietà colliga...
10. Le reazioni chimiche: la gestione quantitativa
12. Il significato di funzione d'onda e la sua relazione con l...
13. I numeri quantici e i loro vincoli
14. Le configurazioni elettroniche
15. Le proprietà periodiche degli atomi. Tavola periodica
16. Stechiometria
17. Il legame chimico, covalente, covalente polare, ionico. La pola...
18. Reazioni che implicano trasferimento di elettroni e loro bilanc...
21. Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea
22. Acidi e Basi
23. Acidi e Basi forti e deboli
24. Ruolo dell'acqua come solvente e come reagente
25. Equilibrio chimico in soluzione acquosa
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