Chimica per il liceo/L'acqua/Sintesi acidi e basi

Acidi e Basi: Definizioni Teoriche e Concetti

La Definizione di Arrhenius

Secondo Arrhenius, un acido è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$, aumentando così la concentrazione degli ioni idrogeno. Tutti gli idracidi e gli ossiacidi, in soluzione acquosa, stabiliscono il seguente equilibrio:

$\mathrm{H}\mathrm{A}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{A}{\phantom{A}}^{-}$

Analogamente, una base è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$, aumentando la concentrazione degli ioni ossidrile. Gli idrossidi, in soluzione acquosa, stabiliscono il seguente equilibrio:

$\mathrm{B}\mathrm{O}\mathrm{H}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{B}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

Il limite della definizione di Arrhenius consiste nel non considerare il comportamento di alcune sostanze al di fuori dell’acqua. Ad esempio:

$\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

In questo caso, l’ammoniaca ($\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3$), pur non contenendo $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$, si comporta da base.

Acidi e Basi Forti e Deboli

• Un acido forte è una sostanza che si dissocia completamente in ioni.
• Un acido debole si dissocia solo parzialmente in soluzione acquosa.

Lo stesso discorso è valido per le basi: una base forte si dissocia completamente, mentre una base debole solo parzialmente.

La Definizione di Brønsted-Lowry

Questa teoria si basa sul comportamento delle sostanze nei confronti dello ione idrogeno ($\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$), detto anche protone.

• Un acido è una sostanza capace di donare protoni.
• Una base è una sostanza capace di accettare protoni.

Le reazioni acido-base avvengono in termini di coppie acido-base coniugate:

• Esempio 1:

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}$

Qui, $\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$ si comporta da acido, donando un protone, mentre $\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$ si comporta da base, accettandolo. Dopo aver ceduto un protone, l’acido si trasforma nella sua base coniugata ($\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}$), mentre la base diventa il suo acido coniugato ($\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$).

• Esempio 2:

$\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

In questo caso, $\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3$ si comporta da base, accettando un protone, e $\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$ si comporta da acido, donandolo.

La Definizione di Lewis

Secondo Lewis, la classificazione di acidi e basi si basa sulla disponibilità di coppie di elettroni:

• Una base è una sostanza con una o più coppie di elettroni non impegnate in legami chimici, disponibili per essere condivise.
• Un acido è una sostanza con uno o più orbitali liberi, in grado di accettare coppie di elettroni e formare un legame dativo.

L'Equilibrio nell’Acqua e il pH

In acqua pura, una piccola frazione di molecole si dissocia in ioni $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$ e $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$. La concentrazione di $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$ e $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$ in acqua pura è pari a $10{\phantom{A}}_7^{-}\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}/\mathrm{d}\mathrm{m}{\phantom{A}}^3$.

• Soluzioni neutre: la concentrazione di $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$ e $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$ è uguale a quella dell’acqua pura.
• Soluzioni acide: la concentrazione di $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$ è maggiore di $10{\phantom{A}}_7^{-}$.
• Soluzioni basiche: la concentrazione di $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$ è maggiore di $10{\phantom{A}}_7^{-}$.

Scala del pH

Per facilitare la valutazione dell’acidità o basicità, i chimici hanno introdotto il pH, definito come l’opposto del logaritmo decimale della concentrazione di $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$:

$\mathrm{p}\mathrm{H}=-\mathrm{l}\mathrm{o}\mathrm{g}[\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}]$

• Nell’acqua pura o nelle soluzioni neutre: $[\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}]=10{\phantom{A}}_7^{-}$, quindi $\mathrm{p}\mathrm{H}=7$.
• Soluzioni acide: $\mathrm{p}\mathrm{H}<7$.
• Soluzioni basiche: $\mathrm{p}\mathrm{H}>7$.

Maggiore è il pH, più basica è la soluzione; minore è il pH, più acida è la soluzione.