Acidi e basi

Materie:Appunti
Categoria:Chimica

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Testo

Acidi e basi
INTRODUZIONE
Gli acidi e le basi appartengono a due classi di composti chimici che presentano alcune proprietà completamente opposte. Gli acidi hanno un sapore prevalentemente aspro, conferiscono al tornasole una tipica colorazione rossa e reagiscono con quasi tutti i metalli liberando idrogeno allo stato gassoso; le basi hanno sapore amaro, conferiscono al tornasole una colorazione blu e sono viscide al tatto. Mescolando soluzioni acquose di un acido e di una base, si sviluppa una reazione detta di neutralizzazione, che ha la caratteristica di procedere rapidamente producendo un sale e acqua. L'acido cloridrico e l’idrossido di sodio, ad esempio, se si fanno reagire insieme, danno una tipica reazione di neutralizzazione:
HCl + NaOH ⇄ H2O + NaCl
Acido cloridrico + idrossido di sodio ⇄ acqua + cloruro di sodio
PRIME TEORIE
Il fisico inglese Michael Faraday fu il primo a studiare in maniera analitica le proprietà degli acidi e delle basi, scoprendo che questi composti sono elettroliti, vale a dire sono sostanze che, disciolte in soluzione acquosa, liberano particelle cariche (gli ioni), permettendo la conduzione di corrente elettrica. Il chimico svedese Svante Arrhenius (e dopo di lui anche il chimico tedesco Wilhelm Ostwald) propose un criterio di classificazione per questi tipi di sostanze, formulando una teoria detta teoria di Arrhenius: secondo tale metodo si definisce acido un composto che, in soluzione acquosa, libera ioni H+, e basico un composto che, nelle medesime condizioni, libera ioni idrossido OH-. La teoria di Arrhenius, anche se di gran semplicità e chiarezza, limitava però la definizione di acidi e basi a specie che contenevano necessariamente rispettivamente idrogeno -H e ossidrili -OH, e poteva essere applicata solo a quei composti che venivano disciolti in soluzioni acquose. Alcune sostanze però dimostravano caratteristiche degli acidi e delle basi anche se non erano disciolti in acqua e non contenevano H+ e OH-
TEORIA DI BRØNSTED-LOWRY
Il chimico danese Johannes Brønsted e, indipendentemente, il chimico britannico Thomas Lowry proposero una nuova teoria che estendeva la classificazione di Arrhenius a soluzioni non acquose; essi definirono acide le sostanze con tendenza a donare protoni (ioni idrogeno H+) e basiche quelle con tendenza ad acquistarli.
Secondo la definizione di Brønsted-Lowry, un acido si trasforma nella corrispondente base cedendo un protone; analogamente una base che acquista un protone si trasforma nell'acido coniugato. Si definisce "forte" un acido che dona velocemente tutti i protoni a una base, cosicché un acido è tanto più forte quanto più è debole la sua base coniugata. Alla luce di quanto detto, si consideri la reazione di equilibrio fra un generico acido (1) e una generica base (2):
Acido (1) + Base (2)⇄Acido (2) + Base (1)
La reazione effettiva procede prevalentemente nella direzione che porta alla formazione dell'acido e della base più deboli; ad esempio la reazione di HCl in ambiente acquoso
HCl + H2O⇄H3O+ + Cl
- procede prevalentemente da sinistra a destra (equilibrio spostato verso destra), perché, mentre l'acido cloridrico è forte, gli ioni Cl- e H3O+(acido coniugato di H2O) costituiscono rispettivamente una base e un acido deboli.
Al contrario nella reazione
HF + H2O⇄H3O+ + F
- l'equilibrio è spostato verso sinistra perché H2O è una base più debole rispetto a F-, e HF è un acido più debole (in acqua) di H3O+. La teoria Brønsted-Lowry fornisce una spiegazione del comportamento anfotero dell'acqua: essa è una base in presenza di un acido più forte (ad esempio HCl) che ha quindi maggior tendenza a dissociarsi, e un acido nella reazione con una base più forte (ad esempio l'ammoniaca). Così si ha
HCl + H2O⇄H3O+ + Cl
- e
NH3+ H2O⇄NH4+ + OH
MISURA DELLA FORZA DI UN ACIDO E DI UNA BASE
La forza di un acido o di una base può essere valutata attraverso la misura della concentrazione degli ioni H3O+ e OH-, che saranno stati prodotti in soluzioni acquose rispettivamente acide o basiche per cessione o sottrazione di protoni. Sulla base di questo criterio, sono state messe a punto due scale, note come pH e pOH, i cui valori corrispondono rispettivamente al logaritmo, cambiato di segno, della concentrazione dello ione ossonio e dello ione idrossido in soluzione acquosa:
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
All'acqua pura corrisponde pH uguale a 7,0; l'aggiunta di un acido produce un aumento della concentrazione dello ione ossonio [H3O+] e una conseguente riduzione del valore del pH che fornisce una misura della forza dell'acido in analisi.
La formulazione più recente della teoria di acidi e basi, dovuta a Gilbert Newton Lewis, definisce gli acidi come sostanze capaci di "accettare" e le basi come capaci di "donare" una coppia di elettroni per formare un legame covalente. Questo schema interpretativo ha il vantaggio di mantenere validità anche in presenza di solventi diversi dall'acqua, e non implica la formazione di sali o di coppie coniugate acido-base nelle reazioni di neutralizzazione. Secondo l'esposizione di Lewis, l'ammoniaca è classificata come base poiché può donare un doppietto elettronico al trifluoroborano (classificato perciò come acido) per formare un addotto acido-base:
H3N: + BF3⇄H3N-BF3

Esempio



  



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