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

Secondo Arrhenius, un acido è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni H+ (e, quindi, fa aumentare la concentrazione di idrogenioni). Tutti gli idracidi e gli ossiacidi, in soluzione acquosa, danno luogo all’equilibrio:

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

Una base è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni OH- (e, quindi, fa aumentare la concentrazione degli ossidrilioni). Gli idrossidi, in soluzione acquosa, danno luogo all’equilibrio:

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

Il limite delle definizioni di Arrhenius consiste nel non far riferimento alle proprietà di alcune sostanze al di fuori dell’acqua.

Per esempio:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH

L’ammoniaca, pur non contenendo nella propria molecola ioni OH-, può essere considerata una base.

Un acido forte è un acido che si dissocia completamente in ioni; un acido debole è un acido che in soluzione acquosa si dissocia soltanto in parte. Il discorso per le basi è simmetrico a quello fatto per gli acidi.

Le definizioni di acido e base proposte da Brønsted e Lowry si basano sul comportamento delle sostanze che tiene conto dello ione idrogeno. H+ è costituito da un solo protone e, quindi, può essere chiamato protone. Un acido è una sostanza capace di donare protoni, mentre una base è una sostanza capace di accettare protoni. Quando una sostanza dona protoni, deve essercene un’altra che li accetta; analogamente, se una sostanza accetta protoni, deve essercene un’altra che li fornisce. Questo comportamento viene descritto nei termini di una coppia acido-base.

Un acido puro, o una base pura, sono capaci di donare o accettare protoni, ma non possono farlo finché non si trovano a contatto, rispettivamente, con una base o con un acido.

HCl + H2O H3O+ + Cl

HCl si comporta da acido e H2O si comporta da base. H3O+ può comportarsi da acido cedendo un H+, mentre Cl- può comportarsi da base accettando un protone. Quindi, quando un acido cede un protone, si trasforma in una specie capace di accettare un protone, cioè in una base. Quando una base acquista un protone, si trasforma in una specie capace di cedere un protone, cioè in un acido.

Ogni acido ha, quindi, una sua base coniugata e ogni base ha un suo acido coniugato.

NH3 + H2O NH4+ + OH

NH3 si comporta da base, mentre H2O si comporta da acido. NH4+ è l’acido coniugato dell’ammoniaca, mentre OH- è la base coniugata dell’acqua.

Un acido è tanto più forte quanto più riesce a cedere protoni; una base è tanto più forte quanto più riesce ad acquistare protoni. Quando un acido è forte la sua base coniugata è debole; più un acido è debole più la sua base coniugata è forte.

Le definizioni di acido e base proposte da Lewis si basano sul comportamento delle sostanze verso le coppie di elettroni; non

fanno riferimento al comportamento delle sostanze in soluzione, ma alla possibilità delle loro molecole di partecipare alla formazione di un legame dativo.

Secondo Lewis:

• una base è una sostanza la cui molecola ha una o più coppie di elettroni non impegnate in legami chimici ed è disponibile a condividerle;
• un acido è una sostanza la cui molecola ha uno o più orbitali liberi e, quindi, può accettare una o più coppie di elettroni da una base, legandosi ad essa.

Nell’acqua pura c’è una piccola frazione di molecole che si dissociano in ioni: il numero di molecole dissociate, quindi, è bassissimo rispetto al numero totale di molecole. Pertanto, possiamo considerare che la concentrazione dell’acqua indissociata sia uguale alla concentrazione dell’acqua pura. È stato calcolato che, nell’acqua pura, [H+] e [OH-] siano presenti in una concentrazione pari a 10-7mol · dm-3.

Le soluzioni di sostanze che in soluzione acquosa non danno origine né a ioni H+ né a ioni OH- vengono chiamate soluzioni neutre. Gli unici H+ e OH- presenti sono quelli provenienti dalla dissociazione dell’acqua e, quindi, la concentrazione di H+ e OH- è uguale a quella dell’acqua pura.

Nelle soluzioni acide la concentrazione degli H+ è maggiore di quella che si ha nell’acqua pura mentre la concentrazione degli ioni OH- è minore di quella dell’acqua pura: il contrario avviene nelle soluzioni basiche.

I chimici hanno ritenuto opportuno stabilire una scala che permettesse di valutare in modo immediato il grado di acidità o di basicità di una soluzione acquosa.

La concentrazione di ioni H+ e OH- può variare in un arco di valori molto ampio. Ad esempio, la concentrazione di ioni H+ può variare da alcune moli/dm3 (valori alti) a valori appena maggiori di 10-7 per le soluzioni acide, e da valori appena minori di 10-7 a valori migliaia

o anche milioni di volte minori per le soluzioni basiche. Quando l’intervallo di valori possibili è così ampio, il confronto diviene più immediato se si considerano gli esponenti del 10, perché essi variano in un intervallo di valori enormemente più limitato. I chimici hanno introdotto, quindi, il pH che viene definito come l’opposto del logaritmo decimale della concentrazione di ioni H+ presenti in soluzione (si chiama logaritmo decimale di un numero l’esponente che si deve dare a 10 per ottenere quel numero):

pH = -log [H+]

Nell’acqua pura e nelle soluzioni neutre [H+] = 10-7mol · dm-3 e quindi pH = -log 10-7 = -(-7) = 7

Essendo un logaritmo, il pH non ha dimensioni.

Nelle soluzioni acide la concentrazione di ioni H+ è maggiore che nell’acqua pura; quindi l’esponente del 10 avrà valore assoluto minore. Di conseguenza, il pH risulterà minore di 7. Tanto minore è il valore del pH, tanto maggiore è la concentrazione di ioni H+ e tanto più acida è la soluzione stessa.

Nelle soluzioni basiche la concentrazione di ioni H+ è minore che nell’acqua pura; quindi l’esponente del 10 avrà valore assoluto maggiore e il pH risulterà maggiore di 7. Tanto maggiore è il valore del pH, tanto minore è la concentrazione di ioni H+ e tanto più basica è la soluzione stessa.