1.3 Teorie Acido-Base
Per trattare gli equilibri in soluzione acquosa, sarà sufficiente dare una breve descrizione delle
teorie acido-base di Arrhenius (1) e di Bronsted e Lowry (2).
1. Nel 1887, Svante Arrhenius dette le seguenti definizioni di acido e di base:
acido: ogni sostanza che manda ioni H+ in soluzione (HA = H+ + A-)
base: ogni sostanza che manda ioni OH- in soluzione (MeOH = Me+ + OH-)
Questa teoria è sufficiente per descrivere ciò che accade nel caso di acidi e basi forti in soluzione.
2. Nel 1923, Bronsted e Lowry, indipendentemente l'uno dall'altro, proposero una definizione più
generale di acidi e basi, che può essere espressa con sfumature leggermente diverse e che implica
un certo numero di considerazioni. Ecco alcune definizioni:
Un acido è
• una sostanza in grado di cedere ioni H+
• un donatore di protoni
•una sostanza cui può essere strappato uno ione H+
Una base è
• una sostanza in grado di acquistare ioni H+
• un accettore di protoni
•una sostanza che può strappare uno ione H+ ad un acido
Come appare evidente, i due scienziati costruirono la loro teoria esclusivamente in funzione del
protone.
L'implicazione più importante della teoria di Bronsted e Lowry è che una reazione acido-base
consiste nel trasferimento di un protone da un acido ad una base.
La teoria introduce inoltre due concetti estremamente importanti:
a. quello di forza RELATIVA di acidi e basi.
b. quello di COPPIE ACIDO-BASE coniugate.
Per riassumere in un'unica sintesi questi concetti, si ponga attenzione alla seguente reazione e alle
definizioni date delle singole specie:
NH3+H2O=NH4++OH-
base + debole
base coniugata
dell'acido ione
ammonio
acido + debole
acido
coniugato
della base ione
ossidrile
acido + forte
acido
coniugato
della base
ammoniaca
base + forte
base coniugata
dell'acido
acqua
L'equilibrio della reazione è sempre spostato dalla parte delle specie più deboli.
Entrambi questi concetti sono essenziali alla comprensione degli equilibri in cui siano coinvolti
acidi o basi deboli.
Poiché il nostro interesse è qui focalizzato su soluzioni acquose, potrebbe apparire superfluo
richiamare l'attenzione su una terza implicazione di questa teoria. Lo faremo, per sottolineare
quanto sia più ampia la portata dei concetti impliciti nelle definizioni di acido e di base di Bronsted
e Lowry. Ovvero, mentre la definizione di Arrhenius è strettamente legata a soluzioni acquose, la
teoria di Bronsted e Lowry estende la propria validità oltre la natura del solvente, purché esso sia un
solvente "protico". La teoria di Lewis va addirittura oltre, svincolandosi dalla restrizione imposta
dal protone.
