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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.

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

CO2 + 2H2O ↔ H3O+ + HCO3-

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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).

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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).

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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.

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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.

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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”

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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.
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