Definizioni fondamentali di acido e base
- Secondo Arrhenius
Sono acide tutte quelle sostanze che poste in acqua sono capaci di dissociarsi liberando ioni H+. Ad esempio:
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Viceversa, sono basi tutte quelle sostanze che poste in acqua sono capaci di dissociarsi liberando ioni OH-. Ad esempio:
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limiti della teoria → E' stato verificato sperimentalmente che in soluzione non può esistere il protone libero, H+. Questi ha una grande densità di carica e genera un campo elettrico molto forte. Pertanto, si trova sempre associata ad una o più molecole d'acqua, H3O+ , H9O4+ . Anche se per semplicità si continua a far uso della scrittura H+, in realtà questo ione è sempre idratato. Quindi un'acido non può essere una sostanza che libera semplicemente ioni H+ ; ci deve essere un'altra sostanza che accetta il protone.
Il concetto di base deve essere esteso. In effetti ci sono basi che mandano in soluzione ioni ossidrile (OH-) e che neutralizzano quindi l'acidità. Però ci sono molte sostanze in grado di neutralizzare gli acidi che non possiedono funzioni OH-.
- Secondo Bronsted e Lowry
- Un acido è una specie che ha la tendenza a perdere (o donare ) un protone.
- Una base è una specie che ha la tendenza ad acquistare (o accettare) un protone.
Implicazioni → Dato che un protone non può esistere libero in soluzione acquosa, ne consegue che " una sostanza può comportarsi da acido solo in presenza di una base" e viceversa "una sostanza può comportarsi da base solo in presenza di un acido"
Nei termini di Bronsted e Lowry, una sostanza può donare un protone solo se è presente un'altra sostanza pronta a recepirlo e viceversa.
HA + B A- + HB+
Esempio:
HI + H2O I- + H3O+
Ci sono sostanze che possono comportarsi da base nei confronti di alcune sostanze e da acidi nei conftonti di altre → anfoterismo
H2O + NH3 OH- + NH4+ (l'acqua si comporta da acido)
H2O + HCl H3O+ + Cl- (l'acqua si comporta da base)
Dato che queste relazioni presentano il segno di reversibilità () se ne deduce che possono andare anche nella direzione inversa; ad esempio, Cl- potrebbe prendere un protone da H3O+ per restituire HCl. In realtà questo avviene ma in misura totalmente trascurabile. Specie che differiscono per 1 protone si chiamano coppie coniugate acido-base (es: HCl/Cl- , H3O+/H2O).
In una reazione acido-base si può dedurre la concentrazione relativa delle due specie della coppia. E' però necessario che prima sia noto il concetto di forza acida e forza basica, che vedremo in seguito.
Limiti della teoria → La teoria di Bronsted e Lowry non giustifica alcune reazioni che avvengono senza trasferimento di protoni.
- secondo Lewis
- Sono acide quelle sostanze che sono in grado di accettare una coppia di elettroni di non-legame.
- Sono basiche quelle sostanze che possono donare una coppia di elettroni di non-legame.
AlCl3 + Cl- AlCl4-
Ad esempio, questa reazione può a buon titolo essere considerata una acido-base. L'alluminio è in grado di accettare una coppia di elettroni, e si comporta quindi da acido di Lewis, mentre il Cl- dona una coppia di elettroni di non legame, e si comporta quindi da base di Lewis.
Bisogna osservare che una base secondo Bronsted è anche una base secondo Lewis. Infatti, una base di Lewis può sempre associarsi un protone tramite una coppi di elettroni di non legame.
Per quanto riguarda gli acidi invece, un'acido di Bronsted necessita di un protone da trasferire. Questa condizione non è richiesta invece ad un acido di Lewis, che ha solo bisogno di un orbitale disponibile per associarsi un doppietto elettronico.
