Acidi e basi

Acidi e basi

Le sostanze acide e basiche furono inizialmente riconosciute studiandole in soluzioni acquose, permettendo così di formulare una prima teoria nota come teoria acido-base di Arrhenius. Secondo questa teoria, gli acidi sono composti che contengono idrogeno e reagiscono con l’acqua liberando ioni idrogeno, mentre le basi sono composti che in acqua liberano ioni ossidrili.

Successivamente si dimostrò che la teoria di Arrhenius aveva dei limiti, come quello di considerare sostanze acide o basiche in funzione di un unico solvente, cioè l’acqua. Un’altra teoria fu portata avanti da due scienziati che studiarono i comportamenti delle sostanze in solventi diversi dall’acqua e arrivarono alla conclusione che un acido è un donatore di protoni e che una base è un accettore di protoni. Questa teoria fu formulata da Bronsted e Lowry.

Acidi forti e deboli

Una sostanza che è classificata come acida anche in assenza di una base potrà agire da acido solo se è presente una base che possa accettarne i protoni acidi. Ci sono delle differenze tra i vari tipi di acidi, poiché alcuni si deprotonano completamente in acqua e per questo motivo vengono chiamati acidi forti, mentre altri si deprotonano solo parzialmente e quindi sono definiti acidi deboli.

Basi di Bronsted e Lowry

Una base di Bronsted è un accettore di protoni, il che implica nella maggior parte dei casi che essa possieda una coppia solitaria di elettroni ai quali possa fissarsi il protone. Una base che è completamente protonata viene definita una base forte, mentre le basi che non sono completamente deprotonate sono definite basi deboli. La definizione di Bronsted e Lowry ha una portata molto più generale rispetto a quella di Arrhenius poiché essa vale per specie considerate in solventi non acquosi e perfino per le reazioni in fase gassosa.

Teoria degli acidi e basi di Lewis

La teoria degli acidi e delle basi può essere ulteriormente ampliata poiché ci sono alcune sostanze che, non possedendo ioni H⁺, possono comunque comportarsi da acidi. Un acido di Lewis è un accettore di coppie elettroniche, mentre una base di Lewis è un donatore di coppie elettroniche. Quando una base dona un doppietto elettronico a un acido, tra i due si instaura un legame covalente coordinato nel quale entrambi gli elettroni provengono da un solo atomo.

Questa nuova teoria è ancora più generale di quella di Arrhenius e di Bronsted e Lowry poiché gli atomi e gli ioni metallici possono agire da acidi come avviene per Ni(CO)₄. In particolare, la definizione di base di Lewis è più ampia di quella di Bronsted, vale a dire che ogni base di Bronsted è una base di Lewis, ma non è vero il contrario. Ad esempio, il monossido di carbonio nelle reazioni con i metalli si comporta da base di Lewis, tuttavia non rientra tra le basi di Bronsted.

Ossidi acidi e basici

Un ossido acido è un ossido che reagisce con l’acqua dando origine ad un acido di Bronsted, un esempio è dato da CO₂ che forma H₂CO₃.

• Gli ossidi acidi sono composti molecolari che si comportano da acidi di Lewis reagendo con basi.
• Un ossido basico è un o...