Chimica generale e inorganica

Acidi e basi: definizione di Arrhenius, di Brᴓnsted e Lowry e di Lewis

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Ogni giorno veniamo a contatto con molti acidi e basi, spesso anche senza rendercene conto. Sappiamo che il sapore del limone è acido e che per combattere l’acidità di stomaco si usano delle sostanze basiche, come il bicarbonato di sodio (NaHCO3). Inoltre, sappiamo che non bisogna mai mischiare l’ammoniaca (NH3), una base, con l’acido muriatico (HCl), poiché la loro reazione immediata libera fumi tossici pericolosi.

Gli acidi e le basi, infatti, possono reagire vigorosamente fra loro, liberando molta energia.

È però necessario definire cosa sia un acido e cosa una base in termini generici, senza dover utilizzare la scala del pH come riferimento. Sono state avanzate diverse proposte per riuscire ad identificare velocemente acidi e basi, spesso leggendo soltanto la formula bruta della molecola.
  

1) Teoria di Arrhenius:

  • un acido è una sostanza in grado di liberare ioni idrogeno H+ in una soluzione acquosa;
  • una base è una sostanza in grado di liberare ioni idrossido OH- in una soluzione acquosa.
     

Poiché lo ione H+ è un atomo di idrogeno che ha perso un elettrone, possiamo dire che l’acido è in grado di liberare un protone. Ciò è possibile perché l’elettrone "smarrito" è in realtà rimasto sull’atomo, che legava quell’idrogeno. Questa molecola sarà la base coniugata dell’acido, e ovviamente avrà una carica negativa. In maniera simile una base libera in soluzione anioni OH-, diventando l’acido coniugato.
 

HCl (acido cloridrico/acido muriatico) H+ (ione idrogeno) + Cl- (base coniugata) 

Ca(OH)2 (idrossido di calcio) Ca+ (acido coniugato) + 2OH- (ione idrossido) 

2) Teoria di Brᴓnsted e Lowry:

  • un acido è una molecola in grado di donare protoni;
  • una base è una molecola in grado di accettare protoni.

 

Questa definizione riesce a spiegare il comportamento di molecole, come l’ammoniaca. Questa sostanza ha caratteristiche basiche, nonostante non sia, evidentemente, in grado di liberare OH-.

L’ammoniaca è in grado di accettare un protone grazie al doppietto elettronico di non-legame presente sull’atomo di azoto nella conformazione sp3. Si ottiene così lo ione ammonio, suo acido coniugato.

La teoria di Lewis è così sintetizzabile:

  • un acido è una specie in grado di accettare una coppia di elettroni.
  • una base è una specie in grado di cedere una coppia di elettroni.
     

Ciò permette a molecole che abbiano un orbitale senza elettroni, di essere acide. Sono in grado infatti di accettare il doppietto elettronico dello ione idruro (H-) o idrossido all’interno dello “spazio vuoto” nella propria configurazione elettronica esterna:

BH3 + :H- BH4(ione tetraidruroborato)

Na+ + :OH- → NaOH (idrossido di sodio/soda caustica)
 

Quest’ultima reazione però, nonostante sia teoricamente possibile, non avverrà mai. Questo perché Na+ è un acido debole, ovvero ha una scarsa tendenza a legare OH-. La base coniugata, ovvero la soda caustica (NaOH), è invece una base forte, in grado di dissociarsi facilmente, spostando la reazione di cui sopra nella direzione opposta. Nello stesso modo HCl è un acido forte, mentre lo ione Cl- è una base debole.
Ciò è vero perché quando sciogliamo il sale da cucina (NaCl) in acqua, gli ioni che si sono liberati non formano acido cloridrico e soda caustica, che altrimenti scioglierebbero anche la pentola.

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