ACIDI - BASI

ACIDI - BASI

Gli acidi sono composti che possiedono alcune proprietà che li caratterizzano:

neutralizzano le basi;

sciolti in acqua formano soluzioni acide (se la concentrazione di ioni H⁺ è maggiore di quella degli OH^-), caratterizzate appunto dalla presenza di ioni H⁺;

tali soluzioni fanno virare il colore della carta al tornasole (v. metodi per misurare il pH) a rosso (più o meno intenso a seconda del grado di acidità);

corrodono facilmente i metalli.

Si è in presenza di acidi di fronte a idracidi (formati da idrogeno e non metalli), ossiacidi (anidridi legate all'acqua _ v. composti inorganici) o acidi organici quali, per esempio, l'acido citrico (C₆H₈O₇), l'acido acetico (CH₃COOH), ecc.

Al contrario le basi (altrimenti denominate alcali

fanno virare il tornasole da rosso a blu

sciolte in acqua danno origine a soluzioni basiche (o alcaline

queste ultime sono caratterizzate dalla presenza di ossidrilioni ioni OH^-

Inoltre quelle forti hanno proprietà corrosive, soprattutto nei confronti di materia vivente

Acidi e basi immerse e dissociate in acqua conducono bene l'elettricità perché, come i sali, sono sostanze elettrolitiche

Uno dei primi a dare una definizione di acido fu il chimico - fisico svedese Svante Arrhenius, attraverso la teoria della dissociazione elettronica che considera:

Acido 'Una sostanza contenente idrogeno che, disciolta in soluzione acquosa, è in grado di liberare ioni H

Base 'Una sostanza contenente idrogeno che, disciolta in soluzione acquosa, è in grado di liberare ioni ossidrili, OH

Bronsted e Lowry ampliarono la definizione data dal precedente studioso sostenendo che:

Acido 'L'acido è donatore di protoni, ovvero di ioni H

Base 'La base è accettore di protoni, ovvero di ioni H

L'acido ha quindi la proprietà di donare un protone alla base.

Gli acidi e le basi di Arrhenius sono anche acidi e basi di Bronsted.

Secondo quest'ultima definizione, però, le reazioni non avvengono soltanto in acqua, ma anche in altri solventi, perché non è necessaria la dissociazione in soluzione acquosa ma solo la combinazione acido - base.

Vengono così generati nuovamente un acido e una base, rispettivamente:

_ L'acido coniugato della base

_ La base coniugata dell'acido

(v. coppie coniugate acido - base).

Esempio HCl + NH₃ à Cl + NH₄

In questo esempio, l'ammoniaca (NH₃) non è una base di Arrhenius, perché non è in grado di liberare ioni OH^- ma è una base di Bronsted.

Tuttavia esistono reazioni che non comportano alcun trasferimento di protoni, in cui la base reagisce con l'acido per formare sostanze che non sono né acidi né basi.

Gilbert Lewis ampliò quindi la definizione di acido - base per tenere conto anche di questa possibilità:

Acido 'L'acido è una sostanza che accetta una coppia di elettroni, è cioè qualsiasi sostanza capace di legarsi a un doppietto elettronico non condiviso'.

Base 'La base dona una coppia di elettroni, ha quindi un doppietto elettronico libero, capace di permettere ad un acido di legarsi attraverso un legame covalente dativo'.

(v. legami interatomici).

Secondo questa definizione anche il protone (H risulta essere un acido perché, per esempio si lega in questo modo alla molecola dell'acqua, dando origine allo ione idronio (H₃O

Una formula rappresenta una molecola nel caso delle sostanze molecolari ed un rapporto base tra gli elementi nel caso delle sostanze cristalline.