Le definizioni di acido e di
base
Un percorso storico
Teoria degli acidi e delle basi

Cos’è un acido?


Cos’è una base?


Una sostanza corrosiva, chimicamente molto
attiva, che colora di rosso la cartina di indicatore
universale, ha un sapore aspro
Una sostanza corrosiva, chimicamente molto
attiva, che colora di blu la cartina di indicatore
universale, ha un sapore amaro
Possono essere considerati in chimica gli
opposti

Reagiscono neutralizzandosi
2
Definizioni secondo Arrhenius


È un acido
 Una sostanza che, in acqua, libera ioni H+
 È chiamato protone, idronio, idrossonio
 HCl, H2SO4, H3PO4, H2S, HClO4, HNO3, HNO2 ,
CH3COOH ecc.
 HCl  H+ + Cl H2SO4  2H+ + SO42 H3PO4  3H+ + PO43È una base
 Una sostanza che, in acqua, libera ioni OH È chiamato ossidrile
 NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3, ecc.
 NaOH  Na+ + OH Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH Al(OH)3  Al3+ + 3OH-
3
Perché gli acidi e le basi…

…si dissociano in modo differente?
Cl – O – H
3,0
0,5
3,5
1,4
2,1
Na – O – H
0,9
2,6
3,5
1,4
2,1
4
Limiti della teoria di Arrhenius



Gli equilibri acido-base possono
avvenire anche in ambienti non acquosi
Ci sono sostanze acide e basiche che
non si comportano così
Vediamo l’esempio dell’ammoniaca


È una base ma non possiede un gruppo
OH da liberare
NH3 + H2O  NH4+ + OH5
Brönsted - Lowry

È un acido


Una sostanza che cede ioni H+
È una base

Una sostanza che accetta ioni H+
NH3 + H2O  NH4+ + OH Per Bronsted e Lowry esistono equilibri
acido-base dove le specie partecipanti
possono essere denominate coppie acidobase coniugate


Sono due specie chimiche che differiscono solo
per un protone
6
Coppie coniugate acido-base
NH3 + H2O  NH4+ + OHbase 1
acido 2
acido 1
base 2
differiscono per un H+
HCl + H2O  H3O+ + Clacido 2
base 1
acido 1
base 2
differiscono per un H+
7
Forza delle specie coniugate

Se un acido o una base è forte la sua specie
coniugata sarà una base o un acido molto
debole e viceversa
NH3 + H2O(l)  NH4+ + OH-

NH  OH 


Kb

4
Ka
NH 3 

NH 3  H

NH 



4
NH4+  NH3 + H+
K a  Kb

NH  H  NH  OH 


K
NH 
NH 


3

4

4
3
w
 1,0 10 14
8
Forza relativa degli acidi
HCl + CH3COOH  CH3COOH2 + + Clacido 1
base 2
acido 2
base 1
differiscono per un H+
9
Costante di dissociazione acida

H  Cl 


HCl  H+ + Cl-
Ka
HCl + H2O  H3O+ + Cl
3
HCl  H 2O

H O  Cl 
 H O 
K

Ke
3
2
HCl 

H O  Cl 


Ke

HCl 

a
10
Forza degli acidi e delle basi

La Ka e la Kb sono direttamente
proporzionali alla forza dell’acido o della
base rispettivamente
11
Neutralizzazione

Le reazioni tra un acido ed una base si
chiamano “neutralizzazioni”



Ca(NO3)2 nitrato di calcio
2NaOH + H2CO3  2Na+ + CO32- + 2H2O


NaCl
Ca(OH)2 + 2HNO3  Ca2+ + 2NO3- + 2H2O


Perché si ottengono dei prodotti che non
manifestano la stessa elevata reattività dei reagenti
(corrosività)
Acido + base  sale + acqua
HCl + NaOH  Na+ + Cl- + H2O


H+ + OH-  H2O
Na2CO3 carbonato di sodio
NaOH + H2CO3  Na+ + HCO3- + H2O

NaHCO3 bicarbonato di sodio
12
Lewis


La teoria di Lewis si basa sullo scambio
di coppie di elettroni
Acido:


È una specie chimica che acquisisce un
doppietto elettronico
Base:

È una specie chimica che cede un
doppietto elettronico
13
Considerazioni
H
H N:
H

F
B F
F
La definizione di Lewis permette di:

Definire reazioni acido-base anche le
reazioni di formazioni di complessi
(formazione di legami dativi)
 La specie che dona elettroni si comporta come
base
 La specie che accetta elettroni si comporta
come acido

In questo tipo di reazioni non deve
avvenire per forza lo scambio di protoni
14
Interpretiamo i “vecchi” acidi e
basi
NH3 + H2O  NH4+ + OHH
H N:
H+
NaOH
H
: :
:
H O- :
H
H+
H O:
15