Youlaurea.it
Vai alla Home Page About me Courseware Federica Living Library Federica Federica Podstudio Virtual Campus 3D Le Miniguide all'orientamento Gli eBook di Federica La Corte in Rete
 
 
Il Corso Le lezioni del Corso La Cattedra
 
Materiali di approfondimento Risorse Web Il Podcast di questa lezione

Angelina Lombardi » 9.Acidi e Basi


Acidi e Basi

Gli acidi e le basi sono due importanti classi di composti chimici, che posseggono alcune proprietà particolari. Da tempo è noto che i liquidi dal gusto aspro contengono acidi. Le sostanze capaci di neutralizzare l’azione degli acidi sono dette basiche o alcaline, ed hanno generalmente un gusto amaro.

Le soluzioni di acidi e basi possono far variare il colore di pigmenti naturali. Un esempio è costituito dalla cartina indicatrice universale che cambia colore in funzione dell’acidità di una soluzione.
In figura è riportato un esempio della variazione dei colori, in funzione dell’acidità di una soluzione.

La definizione di acido e base si è evoluta nel corso degli anni, sviluppando modelli sempre più generali.
Il modello di Arrhenius è stato ampliato dal modello di Brønsted-Lowry. Ancora più generale è il modello proposto da Lewis.

Codice colori: R=rosso, A=arancione, G=giallo, V=verde, B=blu, I=indaco

Codice colori: R=rosso, A=arancione, G=giallo, V=verde, B=blu, I=indaco


Acidi e basi: definizione di Arrhenius

La prime definizioni significative di acido e base si devono al lavoro svolto dal chimico svedese S. Arrhenius alla fine del XIX secolo (1859-1927), in relazione alla sua teoria della dissociazione elettrolitica. Secondo Arrhenius:

“Un ACIDO è una sostanza che dissociandosi fornisce ioni idrogeno”

cioè una sostanza di formula generale HA che può dissociarsi secondo la reazione:

HA → H+ + A-

“Una BASE è una sostanza che dissociandosi fornisce ioni ossidrile”

cioè una sostanza di formula generale MOH che può dissociarsi secondo la reazione

MOH → M+ + OH-

Queste definizioni comprendono moltissimi acidi e basi come HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, KOH, Mg(OH)2, ma non spiegano il comportamento acido di sostanze quali CO2, SO2 o il comportamento basico ad esempio dell’ammoniaca (NH3), come schematizzato in tabella.

Svante Arrhenius (1859-1927); Nobel per la chimica 1903

Svante Arrhenius (1859-1927); Nobel per la chimica 1903


Limiti delle definizioni di Arrhenius

Mancano di generalità perché non consentono di interpretare le proprietà acide e/o basiche di alcune molecole. Spiegano il comportamento acido delle sostanze tipo HA e basico delle sostanze del tipo MOH in un modo non del tutto aderente alle evidenze sperimentali.

Ad esempio: NaOH allo stato solido esiste già in forma “dissociata” in ioni Na+ ed OH-. Non è corretto dire che HCl si dissocia secondo la reazione:

HCl → H+ + Cl-

poiché il protone H+ non esiste libero in alcun sistema condensato, ma è sempre solvatato. La dissociazione di un acido quindi produce specie idratate del tipo:

H3O+ , H9O4+ , H3O+ • xH2O

Per semplicità nelle successive trattazioni si parlerà di ione idronio H3O+, ignorando ogni ulteriore idratazione. La reazione di dissociazione in soluzione acquosa dell’acido cloridrico sarà quindi rappresentata come:

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

Rappresentazione schematica della specie H3O+ ∙ 3H2O

Rappresentazione schematica della specie H3O+ ∙ 3H2O

La ionizzazione dell’acido in acqua produce lo ione idronio

La ionizzazione dell'acido in acqua produce lo ione idronio


Acidi e basi: definizione di Arrhenius

Le semplici definizioni di Arrhenius sono tuttora utilizzate, in una forma modificata, in modo da comprendere un numero maggiore di sostanze.

***

Si definisce “Acido” qualunque sostanza capace di aumentare la concentrazione degli ioni idronio:

CO2 + 2H2O ↔ H3O+ + HCO3-

***

Si definisce “Base” qualunque sostanza capace di aumentare la concentrazione degli ioni ossidrile:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

Alcuni importanti acidi

Alcuni importanti acidi

Alcune importanti basi

Alcune importanti basi


Acidi e Basi: definizione di Brønsted e Lowry (1923)

La classificazione di Arrhenius non è generale ed è applicabile solo alle soluzioni acquose.

Nel 1923, i chimici J. N. Brønsted e T. M. Lowry formularono una nuova teoria per definire le proprietà di acidi e basi, nota oggi come teoria di Brønsted-Lowry.

In questa teoria:

  • “Un acido è una sostanza che tende a cedere un protone”
  • “Una base è una sostanza che tende ad acquistare un protone”

Con questa teoria si introduce un nuovo concetto. Gli acidi e le basi si presentano come coppie coniugate acido-base. In una reazione acido-base si verifica un effettivo trasferimento del protone da un acido ad una base.

La ionizzazione di un acido HA non è una semplice dissociazione, ma il risultato della competizione tra le basi H2O e A- per il protone. Si verifica il trasferimento di un protone da HA (acido) ad H2O (base).

J. N. Brønsted (1879-1947)
T. M. Lowry (1874-1936)

Acidi e Basi: definizione di Brønsted e Lowry

Analogamente, secondo la teoria di Brønsted-Lowry, una base B, in acqua, si trasforma nell’acido coniugato BH+, accettando un protone dall’acqua (che questa volta si comporta da acido).

***

Ad esempio, la dissoluzione in acqua di ammoniaca corrisponde alla reazione tra la base NH3 e l’acido H2O e produce l’acido NH4+ (coniugato di NH3) e la base OH- (coniugata di H2O).

***

Importanti implicazioni della teoria di Brønsted-Lowry

  • La teoria è applicabile anche a soluzioni non acquose.
  • La reazione di un acido con una base è una reazione di scambio di protoni: una sostanza non può agire da acido se non è presente un accettore di protone (base) ed una sostanza non può agire da base se non è presente un donatore di protoni (acido).

Specie anfiprotiche

Talvolta, una medesima sostanza può agire sia da acido che da base.

L’esempio più comune è fornito dall’acqua.

Le sostanze, come H2O, che possono sia cedere che acquistare un protone sono dette anfiprotiche.

***

***

Esempi di specie anfiprotiche sono rappresentati dallo ione idrogenofosfato HPO42- ed idrogenosolfuro HS-


Specie anfiprotiche

Un ulteriore esempio di specie anfiprotica è costituito dallo ione idrogeno carbonato HCO3- , che può comportarsi in acqua sia da acido sia da base di Brønsted:

Base di Brønsted

HCO3- + H3O+ ↔ H2CO3 + H2O

Acido di Brønsted

HCO3- + H2O → CO32- + H3O+

La figura accanto illustra una importante reazione coinvolta nel controllo dell’acidità dei sistemi biologici, ad opera dello ione idrogeno carbonato HCO3-.

Fonte: Kotz, Treichel, Weaver; Chimica, III ed., EdiSES

Fonte: Kotz, Treichel, Weaver; Chimica, III ed., EdiSES


Acidi e Basi: definizione di Lewis (1923)

La definizione più generale di acidi e basi fu proposta nel 1923 da G. N. Lewis, che già nel 1916 aveva riconosciuto la “coppia di elettroni” l’attore principale in una reazione acido-base.

***

***

Secondo Lewis:

“Un acido è una sostanza che può accettare una coppia di elettroni”

“Una base è una sostanza che può donare una coppia di elettroni, non impegnati in legami chimici”

***

***

Le reazioni di trasferimento protonico coinvolgono condivisione di coppie di elettroni.

Gilbert Newton Lewis 1875-1946

Acidi e Basi di Lewis

Tutte le sostanze chimiche che sono acidi secondo le teorie di Arrhenius e Brønsted-Lowry sono anche acidi di Lewis. (Vedi figura in alto)

Tutte le sostanze chimiche che sono basi secondo le teorie di Arrhenius e Brønsted-Lowry sono anche basi di Lewis. (Vedi figura in basso)


Acidi e Basi: definizione di Lewis (1923)

La teoria di Lewis non è molto utilizzata per descrivere le reazioni acido-base in soluzione acquosa. Tuttavia, è molto utile per interpretare molte reazioni, sia in chimica organica sia in chimica inorganica.

È utile perché estende il concetto di acido e base a reazioni che non coinvolgono trasferimento di protoni.

Un esempio classico del modello di Lewis è la reazione tra trifluoruro di boro ed ammoniaca.

L’ammoniaca, base di Lewis, mette a disposizione gli elettroni del doppietto solitario per donarli al trifluoruro di boro, che rappresenta l’accettore di elettroni.


Acidi e Basi di Lewis

Riassumendo possiamo dire che:

  • sono acidi di Lewis specie chimiche del tipo BF3, AlCl3, Al(OH)3, H+, Na+, SO4, tutte strutture che presentano la possibilità di ospitare doppietti elettronici;
  • sono basi di Lewis specie chimiche del tipo NH3, OH-, H2O, Cl-, tutte strutture che possiedono una coppia di elettroni, disponibile per formare un legame.

I composti elettron-deficienti di elementi del III gruppo, ad esempio composti di boro e di alluminio, agiscono spesso come forti acidi di Lewis.

Gli atomi e gli ioni di elementi del V, VI e VII gruppo agiscono spesso come forti basi di Lewis.


Schema riassuntivo. Acidi e basi: teorie di Brønsted-Lowry e di Lewis


Conoscenze ed abilità acquisite

Al termine di questa lezione lo studente dovrebbe essere capace di:

  • Dare la definizione di acido e di base.
  • Paragonare le definizioni di acido e di base secondo le teorie di Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis.
  • Identificare alcune coppie coniugate acido-base.
  • Data la formula di un acido o di una base, saper ricavare la formula della base o dell’acido coniugati.
  • Spiegare il comportamento acido o basico di una sostanza in soluzione acquosa.
  • Scrivere e bilanciare le equazioni chimiche che descrivono le reazioni degli acidi e delle basi.
  • Riconoscere i più comuni acidi e basi e scrivere equazioni bilanciate per la loro dissociazione in acqua.
  • Fornire qualche esempio di reazione acido-base secondo Lewis, che non coinvolge trasferimento di protoni.
  • Contenuti protetti da Creative Commons
  • Feed RSS
  • Condividi su FriendFeed
  • Condividi su Facebook
  • Segnala su Twitter
  • Condividi su LinkedIn
Progetto "Campus Virtuale" dell'Università degli Studi di Napoli Federico II, realizzato con il cofinanziamento dell'Unione europea. Asse V - Società dell'informazione - Obiettivo Operativo 5.1 e-Government ed e-Inclusion