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.
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.
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-
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-
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:
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).
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
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-
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-.
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.
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)
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.
Riassumendo possiamo dire che:
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.
Al termine di questa lezione lo studente dovrebbe essere capace di:
3. La mole e il numero di Avogadro
5. Equazioni chimiche e stechiometria
6. Le soluzioni: composizione e solubilità
7. Sicurezza in un laboratorio chimico e metodi comportamentali
9. Acidi e Basi
10. Acidi e basi in soluzione acquosa e definizione di pH
11. In laboratorio - II Esperienza: alcune reazioni del rame, pH e solubilità
12. Titolazioni acido base ed indicatori
13. In laboratorio – III Esperienza: uso di indicatori cromatici: titolazione acido forte – base forte.
14. In laboratorio – IV Esperienza: le soluzioni tampone - preparazione e verifica delle loro proprietà