I concetti di acido e base sono fondamentali in chimica, in particolare per prevedere il comportamento di due sostanze quando vengono fatte reagire tra loro. Ma quali sono le caratteristiche che una sostanza deve possedere per essere inclusa in una delle due categorie? Si tratta di una questione che si è evoluta nel tempo. Esistono infatti tre principali definizioni di acido e base. Vediamo quali sono:
- Acidi e basi secondo Arrhenius (1884): la prima definizione considera acidi tutte le sostanze che in acqua si dissociano (cioè si separano) liberando ioni H+ e basi quelle che si dissociano liberando ioni OH–. Esempi tipici sono l’acido cloridrico (HCl, che in acqua si dissocia in H+ e Cl–) e la base idrossido di sodio (NaOH, che si dissocia in Na+ e OH–).
- Acidi e basi secondo Brønsted e Lowry (1923): questa definizione estende quella precedente sostenendo che un acido è una sostanza capace di cedere ioni H+ a un’altra specie, e la base è quella specie in grado di accettare gli ioni H+ ceduti dall’acido. In questo caso non vi è più un riferimento all’acqua, per cui la definizione si può estendere anche a sostanze i cui comportamenti per diversi motivi non si possono valutare in soluzione acquosa. Questa definizione non contraddice quella di Arrhenius, ma la estende.
- Acidi e basi secondo Lewis (1923): quest’ultima definizione si basa invece su un comportamento differente, dicendo che un acido è una sostanza capace di accettare una coppia di elettroni da un’altra specie chimica, una base è una sostanza capace di donare questa coppia di elettroni. In questo caso non si parla di ioni idrogeno H+ ma di coppie elettroniche. Basandosi su un concetto differente, porta a classificare come acidi e basi sostanze che non lo sono secondo Brønsted e Lowry (e neanche secondo Arrhenius), e viceversa. Si tratta di una definizione importante ma tuttavia meno utilizzata e comune rispetto alla precedente.
Per la maggior parte delle reazioni di cui ci si occupa, specie a livello di scuola e università, la definizione di Arrhenius, che è anche la più semplice e intuitiva, è sufficiente. Tuttavia, è importante conoscere anche le altre perché ci si può trovare di fronte ad acidi e basi “inusuali”, che sono tali anche senza che vi siano coinvolti H+ o OH– o per via del trasferimento di elettroni invece che per il passaggio di ioni.
Esistono anche sostanze, a partire dall’acqua, che possono comportarsi sia come acidi o come basi, a seconda delle altre molecole presenti in soluzione: in questo caso si parla di sostanze anfotere.
Costanti di dissociazione
Come in qualsiasi altra reazione, anche per gli acidi e le basi esistono delle costanti di equilibrio che li definiscono.
Un generico acido si dissocia secondo questa reazione:
HA ⇆ H+ + A–
cioè cede un protone (lo ione idrogeno) e si trasforma nella sua base coniugata. Ad esempio l’acido acetico si dissocia in acqua secondo la reazione:
CH3COOH ⇆ H+ + CH3COO–
Per alcuni acidi, solo una certa quantità delle molecole si dissociano, mentre un’altra rimane nella sua forma originaria (cioè lo ione idrogeno rimane legato al resto degli atomi), altri acidi invece si dissociano completamente, con tutte le molecole che si trasformano nella base coniugata.
Questa tendenza a dissociarsi si può misurare con la costante di dissociazione, che altro non è che la costante di equilibrio della reazione di dissociazione vista prima. Quindi se abbiamo la nostra reazione:
HA ⇆ H+ + A–
la costante di dissociazione acida è definita come \(K_A = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}\).
Più la costante acida ha un valore grande, maggiore è il grado di dissociazione dell’acido, e quindi una maggiore porzione dell’acido si separa in H+ e nella sua base coniugata (indicata di solito con A–, come il CH3COOH– visto prima).
Nelle reazioni di dissociazione in acqua, per semplicità spesso si omette di specificare tra i reagenti l’acqua stessa (come abbiamo fatto in precedenza), ma non è raro trovare su libri e in lezioni la forma estesa (e formalmente più corretta) della reazione precedente, e cioè:
HA + H2O ⇆ H3O+ + A–
Quello che è cambiato è che abbiamo l’acqua indicata esplicitamente tra i reagenti, e tra i prodotti si indica che lo ione idrogeno si va in effetti a legare alla molecola d’acqua apparsa tra i reagenti. Si tratta, come detto, di una forma più corretta della reazione precedente, ma spesso per semplicità la presenza dell’acqua (che ha sempre concentrazione 1, essendo il solvente stesso in cui avviene la reazione) non viene indicata in modo esplicito.
Allo stesso modo per le basi abbiamo la costante di dissociazione basica. Una generica base BOH si dissocia nell’acido coniugato B+ e dallo ione idrossido OH–:
BOH ⇆ B+ + OH–
La relativa costante di dissociazione basica sarà simile a quella vista per gli acidi, e cioè \(K_B = \frac{[B^+][OH^-]}{[BOH]}\)
Alcune basi non hanno in sé uno ione OH–, ma lo liberano dall’acqua catturando lo ione H+. Ad esempio l’ammoniaca, NH3, sottrae dall’acqua uno ione idrogeno diventando ammonio NH4+ e trasformando l’acqua in idrossido:
NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH–
In questo caso la costante di dissociazione basica sarà data da: \(K_B = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}\). Al denominatore andrà sempre la base e al numeratore lo ione idrossido e l’acido coniugato.
Nella lezione successiva, approfondiremo alcuni concetti e introdurremo pH e pOH, due indicatori molto usati.