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Teorie Acido-base
Acidi e basi secondo Arrhenius Nel 1887 il chimico svedese Svante Arrhenius propose le seguenti definizioni di acido e di base:
- Gli acidi di Arrhenius sono sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni H+ HA → H+^ + A-
- Le basi di Arrhenius sono sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni OH ¯ BOH → B+^ + OH-
Sono esempi di acidi di Arrhenius gli idracidi, gli ossiacidi e gli acidi carbossilici. Gli acidi carbossilici sono acidi organici in cui è presente il gruppo carbossilico – COOH in grado di dissociarsi in uno ione H+^ ed un anione carbossilato
RCOOH RCOO¯^ + H+
Le basi di Arrhenius sono gli idrossidi dei metalli del primo e secondo gruppo della tavola periodica, come NaOH, KOH, Ca(OH) 2. Infatti in questi composti il legame fra l’ossigeno ed il metallo è ionico per cui in acqua si dissociano liberando ioni OH¯.
Acidi e basi secondo Brønsted Nel 1923 il chimico danese Johannes Brønsted e l’inglese Thomas Lowry , indipendentemente l'uno dall'altro, proposero una definizione più generale di acidi e basi.
- Un acido di Brønsted è una sostanza in grado di cedere ioni H+^ (protoni)
- Una base di Brønsted è una sostanza in grado di acquistare ioni H+^ (protoni) Secondo la teoria di Brønsted e Lowry una reazione acido-base consiste dunque nel trasferimento di un protone da un acido ad una base.
H-A + :B → :A-^ + H-B+
acido base
E’ evidente che la definizione di “acido” data da Arrhenius coincide con quella di Brønsted-Lowry. Tutti gli acidi di Arrhenius sono quindi anche acidi di Brønsted e viceversa. La definizione di base di Brønsted è invece più estensiva. La teoria di Brønsted e Lowry permette di descrivere come basiche sia la basi di Arrhenius sia sostanze che non possono essere classificate tali dalla teoria di Arrhenius. Le basi di Arrhenius, come gli idrossidi metallici (BOH), sono anche basi di Brønsted. Più precisamente la base di Brønsted è costituita non dall’idrossido metallico, ma dall’anione idrossido (OH-) che si genera in soluzione acquosa dalla dissociazione dell’idrossido. E’ infatti l’anione idrossido che acquista uno ione H+.
HCl + OH¯^ → Cl-^ + H 2 O acido base
Ma sostanze come l’ammoniaca e gli ossidi metallici, non classificabili come basi da Arrhenius, sono basi di Brønsted. Le seguenti reazioni sono reazioni acido/base secondo Brønsted.
NH 3 + H 2 O → NH 4 +^ + OH¯ ammoniaca acqua Ione ione (base) (acido) ammonio idrossido
Ogni base di Brønsted, acquistando uno ione H+, genera una specie chimica che può rilasciarlo, secondo il concetto dell'equilibrio chimico e quindi della reversibilità delle reazioni. La specie generata è detta acido coniugato della base.
Definiamo ora la forza di un acido HA, misurando la sua tendenza a cedere ioni H+ all’acqua (forza dell’acido relativa all’acqua: coppia acido/base = H 3 O+/H 2 O).
HA + H 2 O A¯^ + H 3 O+ acido base
La costante di equilibrio sarà
[ ] [ ]
[ HA] [ HO]
k A HO 2 eq 3 ⋅ = − ⋅ +
Inglobando la concentrazione dell’acqua nella costante di equilibrio, definiamo la ka ( costante di dissociazione acida )
k a keq [ H 2 O] [A []HA[H]^3 O ]
− (^) ⋅ + = ⋅ =
Ovviamente tanto più elevato sarà il valore della ka (e tanto più piccolo il pka), tanto più l’equilibrio sarà spostato verso destra, tanto maggiore sarà la tendenza dell’acido a donare ioni H+^ all’acqua e tanto più elevata sarà la sua forza.
Definiamo ora la basicità della sua base coniugata (A-), misurando la sua tendenza ad acquistare ioni H+^ dall’acqua (forza della base coniugata relativa all’acqua: coppia acido/base = H 2 O/OH-). A¯^ + H 2 O HA + OH¯ base acido
La costante di equilibrio sarà
[A ] [HO ] k [HA][OH ] eq (^) ⋅ 2 = ⋅ −
−
Inglobando la concentrazione dell’acqua nella costante di equilibrio, definiamo la kb ( costante di dissociazione basica )
k b keq [ H 2 O] [HA[]A[−OH] ]
⋅ − = ⋅ =
Tanto più elevato sarà il valore della kb (e tanto più piccolo il pkb), tanto maggiore sarà la tendenza ad acquistare ioni H+^ dall’acqua, un tanto più elevata sarà la sua forza.
Acidi e basi secondo Lewis La definizione più estensiva di acido e base è stata proposta da Lewis.
- Un acido di Lewis è una sostanza ( elettrofila ) in grado di accettare doppietti elettronici
- Una base di Lewis è una sostanza( nucleofila ) in grado di cedere doppietti elettronici La reazione tra un acido di Lewis ed una base di Lewis forma un addotto o complesso
A + B: → B:A
Acido Base Addotto (o complesso)
