Acidi e Basi: proprietà e caratteristiche

Di Redazione Studenti.

Alla scoperta delle due principali classi di composti chimici: gli studi di Faraday, la teoria di Bronsted-Lowry e le recenti analisi di Newton Lewis

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 alle cartine al tornasole una colorazione rossa e a contatto con quasi tutti i metalli reagiscono liberando idrogeno allo stato gassoso; le basi hanno sapore amaro, danno 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. Ad esempio se facciamo reagire insieme l'acido cloridrico e l’idrossido di sodio avremo una tipica reazione di neutralizzazione:
HCl + NaOH ⇄ H2O + NaCl
Acido cloridrico + idrossido di sodio ⇄ acqua + cloruro di sodio

I PRIMI STUDI
Michael Faraday, fisico inglese, classificò per primo le caratteristiche degli acidi e delle basi, scoprendo che questi composti sono elettroliti, ovvero 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) suggerì un criterio di classificazione per questi tipi di sostanze, formulando una teoria chiamata appunto teoria di Arrhenius: in base a questo metodo si definisce acido un composto che, in soluzione acquosa, libera ioni H+, e basico un composto che, nelle stesse condizioni, libera ioni idrossido OH-.
La teoria di Arrhenius 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 confutarono una nuova teoria che applicava la classificazione di Arrhenius anche alle 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 rapidamente tutti i protoni a una base, cosicché un acido è tanto più forte quanto più è debole la sua base coniugata.

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 analizzata 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 ideate 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.

L'esposizione 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 di interpretazione 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