Acidi e Basi

Prime osservazioni

Nel 1675 Robert Boyle descrisse le caratteristiche tipiche delle sostanze acide e basiche.

 

Erano chiamate acidi quelle sostanze che:

  • avevano sapore aspro;
  • arrossavano la cartina al tornasole
  • neutralizzavano le basi
  • reagivano con alcuni metalli sviluppando idrogeno.

 

Si definivano basi quelle sostanze che:

  • avevano sapore liscivioso e amaro;
  • azzurravano la cartina al tornasole
  • neutralizzavano gli acidi
  • erano saponose al tatto.

 

La teoria di Arrhenius

Si definiscono acidi quelle sostanze che in soluzione acquosa si dissociano liberando ioni H+

acido
acido

 

e basiche quelle che liberano ioni OH-

base
base

 

La teoria di Arrhenius è stata considerata valida fino al 1923, quando è stata formulata una nuova definizione di acido e di base.

 

La teoria di Brønsted-Lowry

La necessità di usare l'acqua come solvente e la scoperta di sostanze che avevano un comportamento acido pur non avendo l'idrogeno come la CO2 e sostanze con comportamento basico come NH3, che non aveva l'ossidrile, rese necessario ridefinire il concetto di acido e di base.

Una sostanza da sola non è né un acido né una base ma si comporta da acido o da base a seconda del compagno con cui viene a trovarsi e che si comporta in modo opposto.

Un acido è una sostanza che cede protoni ad un compagno che li acquista.

 

acido
acido
acido + base → base coniugata + acido coniugato

 

In questo caso è già presente l'idrogeno, ma se guardiamo la reazione con l'anidride carbonica, H+ compare nella soluzione:

CO2 + H2O → HCO3- + H+

 

Una base è una sostanza che acquista protoni da un compagno che li cede.

 

base

base + acido → acido coniugato + base coniugata

 

Nei due casi precedenti l'acqua si comporta, in base al compagno, da acido o da base (composto anfotero).
In generale, si parla di coppie coniugate acido-base.

 


coppia coniugata

 

La teoria di Lewis

Lewis nel 1926 modificò ulteriormente le definizioni per poter comprendere anche le sostanze che non possedevano ioni H+, perciò utilizzò il trasferimento degli elettroni invece dei protoni.

Un acido è una sostanza che acquista una coppia di elettroni.

Sono perciò acidi: H+; cationi in gradoni formare legami dativi come Ag+, ed elementi con ottetti incompleti: BF3.

Base è una sostanza che cede una coppia di elettroni.

Sono basi: e

 

Ad esempio, BF3 ha solo 6 elettroni nel livello più esterno, perciò può legarsi a F- con un legame dativo:

BF3 + F- → BF4-

BF3 che accetta la coppia di elettroni da F- funziona da acido, mentre F-, che cede la coppia di elettroni, si comporta da base.

In chimica organica, sinonimi di acido e base sono rispettivamente elettrofilo e nucleofilo.

 

Carattere acido e basico

Consideriamo il composto:

formula

Se X ha un'alta elettronegatività, attira gli elettroni di H, che si stacca:

XOH → XO- + H+

Se X ha una bassa elettronegatività, è l'ossidrile a staccarsi:

XOH → X+ + OH-

Un composto X – O – H si comporta da acido, da anfotero o da base se X ha rispettivamente un'elettronegatività alta, media o bassa.

 

Forza di acidi e basi

Un acido e una base si dicono forti quando in acqua si dissociano completamente; quando si dissociano solo parzialmente sono acidi e basi deboli.

Negli acidi e basi forti l'equilibrio è completamente o quasi spostato verso destra, perciò il valore della costante di dissociazione è grande, mentre con gli acidi e basi deboli, accanto agli ioni, è presente una quantità considerevole di molecole indissociate, perciò la costante di dissociazione è piccola.
A un acido forte, nell'equilibrio acido-base, corrisponde una base coniugata debole, mentre a un acido debole corrisponde una base coniugata forte.

L'acidità è dovuta alla rottura elettrolitica tra un metallo e H. La scissione è facilitata se H è legato ad un atomo molto elettronegativo. Negli ossiacidi è molto importante l'elettronegatività dell'atomo centrale e il numero di atomi di ossigeno:
maggiore è l'elettronegatività dell'atomo centrale e più numerosi gli ossigeni, tanto più è forte l'acido.

acido debole
acido debole

acido forte
acido forte

HCl, HBr e HI sono forti mentre gli altri idracidi sono deboli. Per gli acidi ternari, sono forti quando il numero di O supera di 2 il numero degli H. Nella seconda e successive ionizzazioni degli acidi poliprotici, l'acido è sempre più debole.
Sono forti le basi formate da elementi del primo e secondo gruppo, tranne con il Be.