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 ${\ce {H+}}$, aumentando così la concentrazione degli ioni idrogeno. Tutti gli idracidi e gli ossiacidi, in soluzione acquosa, stabiliscono il seguente equilibrio:

${\ce {HA <=> H+ + A-}}$

Analogamente, una base è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni ${\ce {OH-}}$, aumentando la concentrazione degli ioni ossidrile. Gli idrossidi, in soluzione acquosa, stabiliscono il seguente equilibrio:

${\ce {BOH <=> B+ + OH-}}$

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

${\ce {NH3(aq) + H2O(l) <=> NH4+(aq) + OH-}}$

In questo caso, l’ammoniaca (${\ce {NH3}}$), pur non contenendo ${\ce {OH-}}$, 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 (${\ce {H+}}$), 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:

${\ce {HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}}$

Qui, ${\ce {HCl}}$ si comporta da acido, donando un protone, mentre ${\ce {H2O}}$ si comporta da base, accettandolo. Dopo aver ceduto un protone, l’acido si trasforma nella sua base coniugata (${\ce {Cl-}}$), mentre la base diventa il suo acido coniugato (${\ce {H3O+}}$).

• Esempio 2:

${\ce {NH3 + H2O -> NH4+ + OH-}}$

In questo caso, ${\ce {NH3}}$ si comporta da base, accettando un protone, e ${\ce {H2O}}$ 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 ${\ce {H+}}$ e ${\ce {OH-}}$. La concentrazione di ${\ce {H+}}$ e ${\ce {OH-}}$ in acqua pura è pari a ${\ce {10^-7 mol/dm^3}}$.

• Soluzioni neutre: la concentrazione di ${\ce {H+}}$ e ${\ce {OH-}}$ è uguale a quella dell’acqua pura.
• Soluzioni acide: la concentrazione di ${\ce {H+}}$ è maggiore di ${\ce {10^-7}}$.
• Soluzioni basiche: la concentrazione di ${\ce {OH-}}$ è maggiore di ${\ce {10^-7}}$.

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 ${\ce {H+}}$:

${\ce {pH = -log [H+]}}$

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

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