Acido
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In chimica, le definizioni di acido e base hanno subito diverse modifiche nel tempo, partendo da un approccio empirico e sperimentale fino alle più recenti definizioni, sempre più generali, legate al modello molecolare ad orbitali. Qui vengono elencate le più diffuse, in ordine cronologico.
- Teoria di Arrhenius: un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua produce ioni H+. Una base , invece, è una sostanza che dissociandosi in acqua produce ioni OH-.
Rientrano in questa definizione tutti i composti che identifichiamo come acidi nell'uso comune, sia per la loro azione irritante sui tessuti viventi e corrosiva sui metalli, sia per la loro capacità di far virare opportunamente sostanze indicatrici.
Sono acidi secondo Arrhenius, per esempio, acidi inorganici forti come l'acido solforico e l'acido cloridrico ed acidi deboli come l'acido acetico e l'acido citrico.
La "forza" di un acido, e con essa anche i suoi effetti corrosivi ed irritanti, è misurata tramite la costante di dissociazione acida.
- Teoria di Brønsted-Lowry: un acido è una sostanza capace di cedere ioni H+ ad un'altra specie chimica detta base.
La teoria di Brønsted-Lowry estende la definizione di acido a quelle sostanze di cui non è possibile o non è pratico valutare il comportamento in acqua, come de facto succede nella definizione data da Arrhenius. Introduce anche il concetto di complementarietà tra acido e base, dato che l'acido non è tale se non in presenza di una controparte cui cedere il proprio ione H+.
Secondo Brønsted e Lowry, quindi, anche composti che non presentano un carattere evidentemente acido nella quotidianità, come ad esempio gli alcoli, possono avere un comportamento acido quando sono in presenza di una base sufficientemente forte. Un esempio è la reazione tra metanolo e idruro di sodio, in cui il metanolo si comporta da acido, secondo la definizione di Brønsted e Lowry, cedendo allo ione idruro (la base) uno ione H+
CH3OH + NaH → CH3O-Na+ + H2
Secondo questa teoria non esistono quindi acidi e basi a sé stanti, ma solo coppie di acido e base coniugati. Una coppia acido/base coniugata è una coppia di specie chimiche che differiscono soltanto per uno ione H+. Quando un acido cede uno ione H+ si trasforma nella sua base coniugata; quando una base acquista uno ione H+ si trasforma nel suo acido coniugato.
Qualunque reazione che comporta il trasferimento di uno ione H+ da un acido a una base è una reazione acido-base secondo Brønsted e Lowry. Un acido può, in determinate circostanze, comportarsi da base e viceversa.
- Teoria di Lewis: un acido è una sostanza capace di accettare un doppietto elettronico da un'altra specie chimica (detta base).
Simile alla teoria di Brønsted-Lowry, sostituisce al trasferimento dello ione H+ il trasferimento in senso inverso di un doppietto elettronico. Secondo Lewis sono quindi acidi anche composti come il cloruro di alluminio ed il borano, che presentano nella loro struttura un orbitale vuoto capace di alloggiare un doppietto elettronico proveniente da una molecola donatrice, la base e legarsi quindi ad essa tramite un legame dativo. Nell'esempio qui riportato, l'ammoniaca è la base ed il trifluoruro di boro è l'acido, secondo Lewis
H3N: + BF3 → H3N→BF3
Gli acidi di Lewis sono noti in chimica organica anche come reagenti elettrofili.
[modifica] Voci correlate
- Reazione di neutralizzazione
- Base
- Costante di dissociazione acida
- pH
- Reazione acido-base
- Superacido
- Nomenclatura chimica
[modifica] Collegamenti esterni
- Calcolo di pH di acidi e basi e curve di titolazione con Excel – programma in inglese o in portoghese
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