Evoluzione delle definizioni di acidi e basi nella chimica

Definizioni di Boyle e Arrhenius

Boyle definì acidi e basi sulla base delle loro proprietà organolettiche.

acido: ha un sapore acido, in grado di corrompere i metalli, fa assumere una colorazione rossa alla cartina tornasole;

base: ha un sapore amaro, è una sostanza viscida e colora di blu la cartina tornasole.
La definizione di Arrhenius è basata sulla capacità di queste sostanze di condurre corrente elettrica in soluzione acquosa

acido: sostanza che disciolta in acqua si scinde e libera ioni H+ che data la loro instabilità si legano con altre molecole di H2O formando uno ione idronio. Divide inoltre in acidi monoprotici e poliprotici in base al numero di ioni H+ che sono in grado di liberare.

base: sostanza che disciolta in acqua si scinde e libera ioni OH–

esempio NaOHaq → Na+ + OH–

Estensioni dei concetti di acido e base

I due chimici elaborarono indipendentemente una definizione più generale di acido e base

acido: molecola o ione in grado di donare un protone;

base: molecola o ione in grado di accettare un protone

esempi NH3+ + H2O → NH4 + OH– H2S + H2O → HS– + H3O+

H2O è anfitropico
Un'ulteriore estensione dei concetti di acido e base fu realizzata dal chimico statunitense Gilbert N. Lewis

acido: specie chimica in grado di accettare un doppietto elettronico (ioni positivi o molecole con l'ottetto elettronico incompleto);

base: specie chimica in grado di donare una coppia di elettroni (ioni negativi o specie chimica con doppietti elettronici liberi).

esempio AlCl3

Proprietà dell'acqua e autoionizzazione

L'acqua è il solvente liquido più diffuso in natura ed è un cattivo conduttore di elettricità: in essa sono presenti infatti pochissimi ioni liberi derivati dalla autoionizzazione o autoprotolisi delle sue molecole, che avviene secondo il seguente schema

H2O + H2O → H3O+ + OH–

Poiché H2O si può considerare un liquido puro, la sua concentrazione non compare nell'espressione della costante di equilibrio, che per tanto risulta

Kw = [H3O+] · [OH–]

viene chiamata anche prodotto di ionizzazione dell'acqua ed è importante ricordare che si può scrivere anche

Kw = [H+] · [OH–]

Sperimentalmente si è scoperto che a 25° C

[H+] = [OH–] = 1,00 · 10–7 mol/L

e quindi

Kw = [H+] · [OH–] = 1,00 · 10–14 mol/L

A temperatura costante la Kw si mantiene costante, non soltanto in acqua pura, ma anche in tutte le soluzioni acquose.

L'acqua pura, che contiene uguali concentrazioni di ioni H+ e OH– , viene considerata neutra.

Quindi si dice

• neutra una soluzione in cui [H+] = [OH–] e quindi [H+] = 10–7 mol/L ;

• acida una soluzione in cui [H+] > [OH–] e quindi [H+] > 10–7 mol/L ;

• basica una soluzione in cui [H+]

Concetto di pH e pOH

La scala del pH fu introdotta nel 1909 dal chimico danese Sørsen per esprimere in modo semplice la concentrazione degli ioni idrogeno presenti in una soluzione diluita.

Si definisce pH il logaritmo decimale negativo della concentrazioni molare degli ioni H+

pH = – log [H+]

Possiamo dire che, quando la concentrazione molare degli ioni H+ è espressa come potenza di 10 il pH corrisponde all'esponente cambiato di segno.

Le soluzioni acide hanno pH minore di 7 e le soluzioni basiche maggiore di 7.

È conveniente introdurre anche la definizione di pOH, che corrisponde a

pOH = – log [OH–]

Per individuare la relazione tra pH e pOH calcoliamo il logaritmo negativo dell'espressione Kw

Kw = [H+] · [OH–]

– logKw = –log [H+] – log[OH–]

introducendo la notazione p al posto di –log, abbiamo

pKw = pH + pOH

Poiché a 298 K (25 ° C) la Kw è uguale a 1,00 · 10–14 mol/L, l'equazione sopra si trasforma in

14,00 = pH + pOH