Dualismo acido-base

DUALISMO ACIDO-BASE

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 percorso storico che condusse a una teoria chiarificatrice sulla natura degli acidi e delle basi, fu abbastanza travagliato.

Il primo ad interessarsi del problema degli acidi fu Boyle, alla fine del XVII secolo, che si limitò a descriverne le proprietà.

Le prime ipotesi sulla loro costituzione furono formulate un secolo dopo da Lavoisier, il quale credeva che gli acidi fossero composti binari dell'ossigeno e che proprio all'ossigeno si dovessero le loro proprietà.

Solo all'inizio del XIX secolo, il chimico inglese Humpry Davy si accorse che l'elemento sempre presente negli acidi non era l'ossigeno, bensì l'idrogeno .

Da allora, diverse teorie si succedettero nell'arco di sessant'anni , dal 1878 al 1938.

La teoria di Davy fu perfezionata da un chimico svedese, Svante Arrhenius che per primo definì correttamente il comportamento degli acidi e delle basi, ma la sua teoria si limitava a considerare queste sostanze in soluzione acquosa .

Successivamente il chimico danese Johannes Brönsted e l'inglese Thomas Lowry , indipendentemente l'uno con l'altro, formularono una nuova teoria che non era vincolante al tipo di solvente .

Infine, il chimico statunitense Gilbert Newton Lewis formulò nel 1923 una teoria valida per qualsiasi composto, che fu però accettata nel mondo scientifico solo nel 1938.

LA TEORIA DI ARRHENIUS (1884) :

Figura : Svante Arrhenius (1859-1927)

Nel 1887 Svante Arrhenius diede una definizione precisa di acidi e basi.

Gli acidi e le basi sono sostanze capaci, in soluzione acquosa, di condurre la corrente elettrica .

Da questa prima definizione si dedusse più tardi che :

gli acidi sono sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni H⁺ ;

le basi sono sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni OH^- ;

Questa teoria spiega, ad esempio, l'acidità dell'acido cloridrico e dell'acido solforico, o la basicità degli idrossidi di sodio o di magnesio, in base alla reazione di ionizzazione che avviene quando queste sostanze vengono a contatto con l'acqua , quindi alla presenza degli ioni H⁺ oppure OH^- nelle loro soluzioni acquose :

HCl_(g) + H₂O_(l) HCl_(aq) H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

H₂SO_4(l) + H₂O_(l) H₂SO_4(aq) 2H⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

NaOH_(s) + H₂O_(l) NaOH_(aq) Na⁺ _(aq) + OH^-_(aq)

Mg(OH)_{2 (s)} + H₂O_(l) Mg(OH)_{2 (aq)} Mg²⁺_(aq) + 2OH^-_(aq)

La teoria di Arrhenius spiega anche come sia possibile ottenere una soluzione neutra mescolando in opportune proporzioni un acido con una base, perché oltre a formarsi un sale, gli ioni H⁺ e OH^-, si uniscono per formare acqua :

HCl _(aq) + NaOH_(aq) H⁺_(aq) + Cl^-_(aq) + Na⁺_(aq) + OH^-_(aq) NaCl_(l) + H₂O_(l)

La soluzione è conduttrice, a causa della presenza di ioni Na⁺ e Cl^- dovuti alla dissociazione di NaCl , ma non è più acida perché gli mancano gli ioni H⁺ .

Tuttavia , la teoria non spiega affatto la basicità dell'ammoniaca NH_3, che non avendo ossigeno non può liberare ioni OH^- , né l'acidità del diossido di carbonio CO₂, che non avendo idrogeno, non può liberare ioni H⁺ .Questi fatti furono spiegati solo in seguito come conseguenza delle reazioni del composto acido o basico con l'acqua :

NH_{3 (gas)} + H₂O NH₄OH NH4⁺_(aq) + OH^-_(aq)

CO_{2 (gas)} + H₂O H₂CO₃ HCO₃^-_(aq) + H⁺_(aq)

Ma la spiegazione era valida solo nel caso in cui il solvente fosse acqua .

LA TEORIA DI BRÖNSTED E LOWRY (1923) :

Figura : Johannes Brönsted ( 1879-1947)               Figura : Thomas Lowry(1874-1936)

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⁺) ;

basiche le sostanze con tendenza ad accettare protoni (ioni idrogeno H⁺) ;

Gli acidi e le basi, nella teoria di Brönsted e Lowry , devono essere considerate , due specie chimiche, strettamente legate l'una con l'altra .

Qualunque acido HA che perda un protone,si trasforma nella propria base coniugata A^- ; questa è capace infatti, di accettare un protone per trasformarsi di nuovo nell'acido HA .

Qualunque base B:, accettando un protone e mettendo una coppia di elettroni in compartecipazione con esso, viene trasformata nel proprio acido coniugato HB⁺ ; questo è capace infatti , di perdere un protone per trasformarsi di nuovo nella base B: .

Due specie chimiche , fra le quali avvenga trasferimento di un protone, costituiscono una coppia coniugata acido-base .

Quando un acido HA cede il suo protone a una base B: , entrambi si convertono (rispettivamente) nelle loro basi e acidi coniugati A^- e H:B⁺ , secondo la reazione :

HA   + B: A^- + H:B⁺

Acido₁ Base₂ Base₁ Acido₂

Le coppie coniugate sono acido₁- base₁ e base₂-acido₂ ; la reazione può avvenire nei due sensi perché l'acido H:B⁺ può cedere il suo protone alla base A^-, per trasformarsi ciascuno, rispettivamente, nella base B: e nell'acido HA.

Ad esempio , quando si scioglie l'ammoniaca gassosa in acqua, secondo la reazione :

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

Base₁        Acido₂ Acido₁ Base₂

L'ammoniaca NH₃, sciogliendosi in acqua, si comporta come una base, perché in virtù del doppietto elettronico non condiviso dell'N, tende a catturare un protone per formare il suo acido coniugato NH₄⁺.

Qui l'acqua si comporta come un acido perché cede un H⁺ alla base NH₃, e si converte nella sua base coniugata OH^-.

ACQUA : SOSTANZA ANFOTERA

Il chimica un anfotero è una sostanza che può manifestare sia un comportamento acido che basico; Alcuni metalli come lo Zinco, lo Stagno, l'Alluminio e il Berillio hanno ossidi anfoteri.

Per esempio , l'ossido di Zinco (ZnO), reagisce in modo diverso a seconda del pH della soluzione in cui si trova :

Con pH acido : ZnO + 2H⁺ Zn²⁺ + H₂O

Con pH basico :                     ZnO + H₂O + 2OH^- [ Zn(OH)₄]^2-    

Anche l'acqua è una sostanza anfotera, difatti può fornire sia ioni H⁺, cioè protoni, sia ioni OH^-, capaci di accettare un protone, dunque si comporta da acido o da base a seconda della sostanza con la quale interagisce .

Con una base, come l'ammoniaca, l'acqua si comporta da acido :

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

Base         Acido Acido Base

In presenza di un acido invece, ad esempio l'acido cloridrico , l'acqua si comporta da base, perché accetta il protone che l'acido cede , trasformandosi in H₃O⁺ , secondo la reazione :

HCl + H₂O Cl^- + H₃O⁺

Acido₁ Base₂ Base₁ Acido₂

Non è possibile dunque definire in assoluto una sostanza come acido o come base , poiché possono essere definiti solo relativamente a un'altra sostanza con la quale reagiscono .

LA TEORIA DI LEWIS (1923):

Figura : Gilbert Newton Lewis (1875-1946)

La teoria di Lewis (formulazione più recente della teoria di acidi e basi), non considera il trasferimento di protoni da una sostanza all'altra, bensì quello di una coppia di elettroni che porta alla formazione di un legame covalente o di un legame dativo .

Secondo Lewis :

l'acido è una sostanza che accetta una coppia di elettroni ;

la base è una sostanza capace di donare una coppia di elettroni .

Un esempio concreto, è quello del trifluoruro di boro BF₃, molecola che non ubbidisce alla regola dell'ottetto, in quanto il boro, che normalmente ha solo tre elettroni di valenza , nella molecola di BF₃, viene ad avere solo sei elettroni esterni ; Per questo motivo, il trifluoruro di boro reagisce facilmente con lo ione F^-, legandosi ad esso con un legame dativo, cioè accettando un doppietto elettronico e formando lo ione tetrafluoroborato BF^-₄, nel quale la regola dell'ottetto viene rispettata :

BF₃ + F^- BF^-₄

Il trifluoruro di boro che accetta la coppia di elettroni dallo ione F^- funziona da acido, mentre lo ione F^- che cede la coppia elettronica, funziona da base .

Solo col la teoria di Lewis si può spiegare la reazione in fase gassosa tra il trifloruro di boro BF₃ e l'ammoniaca NH₃, queste due sostanze gassose , venendo a contatto formano una polvere bianca, solida :

NH₃ + BF₃ H₃NBF₃

L'ammoniaca, che cede il suo doppietto elettronico funge da base e il trifluoruro di boro, che lo accetta , funziona da acido .

COSTANTE DI ACIDITA' E BASICITA'

Secondo Brönsted e Lowry un acido è più forte più è la sua capacità di cedere H⁺, può accadere solo quando ionizza in acqua:   stessa cosa per la base

Di solito può avvenire anche la reazione inversa, quindi la quantità di protoni liberati/catturati dipende da K_eq. Un acido/base è quindi FORTE se l'equilibrio è spostato al massimo verso destra (con valori di K alti).

FORTI: se, in acqua, sono completamente dissociati ;

DEBOLI: se in acqua sono solo parzialmente dissociati.

Gli acidi deboli quindi all'equilibrio coesistono con la propria base coniugata: un acido forte è sempre coniugato a una base debole, e un acido debole è sempre coniugato a una base forte.

Siccome la concentrazione dell'acqua si può considerare costante, la si può incorporare nel K_eq arrivando alla costante:

COST. DI ACIDITà COST.DI BASICIT :

PRODOTTO IONICO DELL'ACQUA

L'acqua ha una piccolissima conducibilità elettrica: (anche se di solito H⁺ poi si rilega con H₂O formando H₃O⁺).

A 25°C l'equilibrio è spostato a sinistra (solo poca acqua si dissocia). Si potrebbe considerare quasi che l'H₂O non dissociata sia costante e uguale alla concentrazione iniziale d'acqua:

Quindi: prodotto ionico dell'acqua .

Il prodotto ionico dell'acqua è costante in tutte le soluzioni acquose (quindi se per qualche motivo aumenta H⁺ di conseguenza diminuisce OH^-). Una soluzione acquosa è:

- NEUTRA se [H⁺]=[OH^-]=10^-7;

- ACIDA se [H⁺]>[OH^-];

- BASICA se [H⁺]<[OH^-].