Acidi e basi

Proprietà degli acidi e delle basi
Acidi e basi sono tra le sostanze più comuni presenti in natura e sono
normalmente presenti nelle nostre case. L’acido acetico CH3COOH e stato il primo
composto cui e stato dato il nome di acido ed era conosciuto fin dall’antichità. In
seguito furono scoperti molti altri composti con proprietà simili e anche questi
furono chiamati acidi. L’acido solforico H2SO4 e l’acido nitrico HNO3 furono
preparati per la prima volta nel tredicesimo secolo.
Acidi e basi
Acidi e soluzioni acide (A) e basi e soluzioni basiche (B) sono comunemente utilizzati
per la pulizia della casa e nel settore alimentare.
FIGURA 18.1
Il primo a interessarsi in modo sistematico degli acidi fu Robert Boyle.
Egli nel 1675 descrisse le caratteristiche tipiche di questi composti: il sapore agro,
l’azione solvente, la proprietà di dar luogo a reazioni di neutralizzazione con le basi,
la possibilità di reagire con i metalli liberando idrogeno e la capacità di far cambiare
di colore alcune sostanze, definite indicatori, come il tornasole.
Le basi, nel passato note come alcali, sono composti che reagiscono con gli acidi
formando soluzioni neutre di sali e acqua. Anch’esse fanno cambiare colore agli
indicatori e annullano gli effetti degli acidi ripristinando il colore originario. Le basi,
scivolose al tatto e di sapore amaro, sono presenti nelle ceneri delle piante e
consentono la preparazione di soluzioni alcaline.
I primi studi sugli acidi e sulle basi tenevano conto solo delle caratteristiche
sensoriali. In seguito, i chimici iniziarono a interrogarsi circa le cause del
comportamento acido o basico delle sostanze.
Lavoisier assegnò il nome ossigeno, che significa ≪generatore di acidi≫,
all’elemento gassoso presente nell’aria, ritenendo erroneamente che tutti
gli acidi contenessero ossigeno. Fu Claude-Louis Berthollet (1748-1822) a
scoprire che l’elemento presente in tutti gli acidi non era l’ossigeno, bensi
l’idrogeno. Non tutti i composti che contengono idrogeno hanno comportamento
acido.
Dai licheni che vivono sulle rocce, si estrae il tornasole, una miscela di sostanze coloranti.
In passato se ne faceva largo uso in tintoria. In laboratorio si usano strisce di carta imbevuta di
questo indicatore. Il tornasole assume colore rosso in ambiente acido e colore azzurro in ambiente
basico.
FIGURA 18.2
Acido • Dal latino acidus ≪pungente≫.
Base • Dal greco basis ≪sostenere≫, nel senso che sono composti basilari per la
formazione dei sali.
A
Acidi e basi secondo la teoria di Arrhenius
Secondo tale teoria:
- acidi sono sostanze che il soluzione acquosa liberano ioni H+ (ioni idrogeno);
- basi sono sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni OH- (ioni idrossido o ioni ossidrile)
Quindi, secondo la teoria di Arrhenius, sono acidi HCl, HNO3, CH3COOH, dato che, in acqua si
dissociano nei seguenti modi:
HCl → H+ + ClHNO3 → H+ + NO3CH3COOH → CH3COO- + H+
e sono basi, per esempio NaOH e KOH dato che, in acqua, si dissociano nei modi seguenti:
NaOH → Na+ + OHKOH → K+ + OHAlla teoria di Arrhenius si possono però muovere degli appunti:
L'attribuzione di una sostanza alla categoria degli acidi, o delle basi, è subordinata al fatto di
usare come solvente l'acqua. Non si può parlare di acido o di base in un solvente diverso
dall'acqua, o addirittura in assenza di solvente.
B
Bisogna precisare, inoltre, che non tutti gli acidi e non tutte le basi hanno la
stessa capacita di scindersi in ioni: alcuni sono elettroliti forti, come HCl, HNO3, KOH
e NaOH, perche si dissociano per il 100%, altri sono elettroliti deboli, perche si
dissociano parzialmente, come fa l’acido acetico CH3COOH.
Lo ione H+, che si genera da un atomo di idrogeno da cui e stato estratto un
elettrone, e un protone. La presenza di una carica elettrica in un volume cosi piccolo
conferisce al protone un’energia elevatissima. Per questo motivo il protone non può
esistere da solo. Quando un acido in acqua si ionizza, lo ione H+ si lega tramite un
legame dativo all’atomo di ossigeno di una molecola di acqua. Si forma cosi il
catione H3O+, chiamato ione ossonio o ione idronio . In soluzione acquosa in realtà
troviamo sempre lo ione ossonio.
Ben presto la definizione di Arrhenius comincio a mostrare i suoi limiti, in quanto si
riferiva esclusivamente al solvente acqua. Per di piu alcune sostanze, come il
diossido di carbonio CO2, pur non presentando atomi di idrogeno formavano in
acqua soluzioni acide; altre sostanze che non possedevano gruppi idrossido, come
l’ammoniaca NH3, in acqua davano luogo a soluzioni basiche. Per spiegare il
comportamento di queste sostanze furono ipotizzate le seguenti reazioni e, per
mantenere valida la teoria di Arrhenius, furono riformulate le definizioni di acido e
base:
CO2 + 2H2O  H3O+ + HCO3NH3 + H2O  NH4+ + OH–
Un acido secondo Arrhenius è una sostanza che incrementa la concentrazione di ioni
H3O+ in acqua; una base secondo Arrhenius è una sostanza che incrementa la
concentrazione di ioni OH- in acqua.
18.2 Acidi e basi secondo Brønsted-Lowry
La teoria di Arrhenius sugli acidi e le basi domino quasi incontrastata per i primi due
decenni del ventesimo secolo, poi comincio a vacillare sotto i colpi delle obiezioni
che venivano presentate. Nel 1923 il chimico danese Johannes Bronsted (18791947) e il chimico inglese Thomas Lowry (1874- 1936) proposero,
indipendentemente l’uno dall’altro, una nuova teoria che superava tutte le difficoltà
e una nuova definizione di acido e base che ancora oggi mantiene la sua validità.
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido, che può essere una molecola o uno
ione, rilascia un idrogenione a condizione che possa trasferirlo a una base, che è
un’altra molecola o un altro ione.
Il trasferimento dell’idrogenione richiede la contemporanea presenza e
disponibilità di due soggetti, l’acido che lo cede e la base che lo accetta.
Una specie chimica non può cedere un idrogenione, se non vi e un’altra specie che
lo accetti; una specie chimica non può accettare un idrogenione, se non vi e un’altra
specie che lo ceda. Il punto nodale della teoria e che in una reazione acido-base vi e
sempre il trasferimento di un idrogenione da una specie all’altra.
L’acido è la specie chimica donatore dell’idrogenione, la base è la specie chimica
accettore.
Un acido è una specie chimica capace di cedere un idrogenione a una base; una base
è una specie chimica in grado di accettare un idrogenione da un acido.
Le definizioni di acido e di base di Bronsted-Lowry sono più generali rispetto
a quelle di Arrhenius, in quanto non si riferiscono esclusivamente alle soluzioni
acquose, ma sono applicabili a tutte le soluzioni.
In base alla teoria di Bronsted-Lowry, possono essere classificati come
acido composti molecolari come l’acido nitrico HNO3 o l’acido perclorico
HClO4, ma anche cationi, come lo ione ammonio NH4+:
HNO3(aq) + H2O(l) ―→ H3O(aq) + NO3- (aq)
HClO4(aq) + H2O(l) ―→ H3O(aq) + ClO4- (aq)
NH4+(aq) + H2O(l) ←― NH3(aq) + H3O(aq)
Analogamente, una base secondo Bronsted-Lowry può essere una specie
molecolare, come l’ammoniaca NH3, oppure un anione, come lo ione carbonato
CO32–:
NH3(aq) + H2O(l) ←― NH4+(aq) + OH- (aq)
CO32-(aq) + H2O(l) ←― HCO3-(aq) + OH- (aq)
18.3 Coppie coniugate acido-base
Nel corso di una reazione tra un acido e una base, l’acido cede l’idrogenione
alla base e si trasforma lui stesso in una base. Il prodotto della sua trasformazione e
infatti una specie chimica in grado di riacquistare l’idrogenione nella reazione
inversa, almeno potenzialmente. La base che deriva da un acido quando questo
perde l’idrogenione e chiamata base coniugata dell’acido. In modo del tutto analogo
e definito acido coniugato di una base l’acido che deriva dalla base quando questa
acquista un idrogenione. Le due specie chimiche che differiscono per un
idrogenione, cioè l’acido e la base coniugati, sono chiamate coppia coniugata acidobase
Una reazione tra un acido e una base e considerata da Bronsted-Lowry come un
sistema chimico formato da due coppie coniugate acido-base.
FIGURA 18.8
Un idrogenione puo essere paragonato a uno schiaffo. Non lo si può dare se non c’e chi lo riceve e
non si può riceverlo se non c’e chi lo da. Il numero degli schiaffi dati e uguale a quello degli schiaffi
ricevuti.
18.4 Acidi e basi secondo Lewis
La teoria sugli acidi e le basi proposta da Bronsted e Lowry e sicuramente valida per
le reazioni che implicano il trasferimento di un idrogenione, ma non e sufficiente a
spiegare il comportamento di tutte le soluzioni. Una definizione più generale e più
ampia di acido e base fu proposta nel 1930 da Gilbert Lewis (1876-1946), chimico
statunitense.
La teoria di Lewis si basa sulla possibilità di condivisione di coppie di elettroni, cioè di
doppietti elettronici, tra due specie chimiche in modo da formare legami covalenti
dativi: la base le mette a disposizione,l’acido le accetta.
Una specie chimica interpretata come acido o come base secondo la teoria di Lewis
e detta acido di Lewis o base di Lewis. Tra un acido di Lewis, che accetta una o più
coppie di elettroni, e una base di Lewis, che le mette a disposizione, si stabiliscono
uno o più legami dativi.
Un acido di Lewis è una specie in grado di accettare un doppietto
elettronico da una base di Lewis per formare un nuovo legame;
una base di Lewis è una specie in grado di donare un doppietto
elettronico a un acido di Lewis per formare un nuovo legame.
18.
18.
18.7 Il pH
Quando si studiano soluzioni acquose di acidi e di basi e si considerano
in relazione alla loro acidità o basicità, non e pratico fare riferimento alla
concentrazione molare degli ioni H3O+ o degli ioni OH–. I calcoli con questi valori cosi
bassi di concentrazione espressi in mol/L sono scomodi e complicati e richiedono
sempre il ricorso a notazioni esponenziali che arrivano fino a 10–14. Per ovviare a
questo inconveniente nel 1909 il biochimico danese Soren Sorensen (1868-1939)
propose di utilizzare una nuova notazione, che prese il nome di pH (pi-acca).
Il pH di una soluzione è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione dello
ione ossonio, cioè pH = –log10 [H3O+]. Il valore del pH è dato dall’esponente cambiato
di segno della potenza in base 10 che esprime la concentrazione degli idrogenioni, o
meglio degli ioni ossonio, della soluzione.
Per esempio, una soluzione la cui concentrazione dello ione ossonio e 10–9 M ha pH
= 9. Infatti, l’esponente di 10 nel numero che esprime la concentrazione e –9; se
cambiamo di segno otteniamo 9.
Una soluzione che presenta [H3O+] = 1 M ha pH = 0, perche la potenza in
base 10 che corrisponde al valore di concentrazione 1 M è 100.
Cosi come abbiamo fatto per gli ioni H3O+ con il pH, possiamo riferirci
a una notazione analoga anche per gli ioni OH– con la grandezza denominata
pOH (pi-oacca).
Il pOH di una soluzione è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione dello
ione idrossido, cioè pOH = –log10 [OH–].
Per la misura rapida e diretta del pH delle soluzioni si usa uno strumento
chiamato pH-metro. Immergendo nella soluzione lo speciale elettrodo di
questo apparecchio, si legge sul quadrante il valore del pH.
Il pH-metro permette di seguire ≪in diretta≫le variazioni di pH che avvengono
durante lo svolgimento delle reazioni. Prima di eseguire la misura, però, occorre
calibrare accuratamente lo strumento attraverso il confronto con soluzioni a pH
noto. Inoltre, poiché il valore del prodotto ionico dell’acqua varia con la
temperatura e vale 1,0・10– 14 solo a 25 °C, occorre apportare una correzione al
valore del pH rilevato dallo strumento. Molti pHmetri in commercio misurano anche
la temperatura della soluzione e correggono automaticamente i valori.