Acidi e basi: definizione di Arrhenius, di Brᴓnsted e Lowry e di Lewis - WeSchool


Ogni giorno veniamo a contatto con molti acidi e basi, spesso anche senza rendercene conto. Sappiamo che il sapore del limone è acido e che per combattere l’
acidità
 di stomaco si usano delle sostanze 
basiche
, come il bicarbonato di sodio (NaHCO
3
). Inoltre, sappiamo che non bisogna mai mischiare l’ammoniaca (NH
3
), una base, con l’acido muriatico (HCl), poiché la loro reazione immediata libera fumi tossici pericolosi.





















Videolezione "Le soluzioni tampone e la titolazione acido base: spiegazione ed esempi"

























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Gli acidi e le basi, infatti, possono reagire vigorosamente fra loro, liberando molta energia.
È però necessario definire cosa sia un acido e cosa una base in termini generici, senza dover utilizzare la 
scala del pH
 come riferimento. Sono state avanzate diverse proposte per riuscire ad identificare velocemente acidi e basi, spesso leggendo soltanto la formula bruta della molecola.
  
1) Teoria di Arrhenius:
un 
acido
 è una sostanza in grado di liberare ioni idrogeno H
+
 in una soluzione acquosa;
una 
base
 è una sostanza in grado di liberare ioni idrossido OH
-
 in una soluzione acquosa.
  
Poiché lo ione H
+
 è un atomo di idrogeno che ha perso un elettrone, possiamo dire che l’acido è in grado di liberare un protone. Ciò è possibile perché l’elettrone "smarrito" è in realtà rimasto sull’atomo, che legava quell’idrogeno. Questa molecola sarà la 
base coniugata
 dell’acido, e ovviamente avrà una carica negativa. In maniera simile una base libera in soluzione anioni OH
-
, diventando l’
acido coniugato
.
 
HCl 
(acido cloridrico/acido muriatico) 
→
 
H
+
 (ione idrogeno) + 
Cl
-
 (base coniugata) 
Ca(OH)
2
 (idrossido di calcio) 
→
 
Ca
+
 (acido coniugato) + 
2OH
-
(ione idrossido) 
2) Teoria di Brᴓnsted e Lowry
:
un 
acido
 è una molecola in grado di donare protoni;
una 
base
 è una molecola in grado di accettare protoni.
 
Questa definizione riesce a spiegare il comportamento di molecole, come l’ammoniaca. Questa sostanza ha caratteristiche basiche, nonostante non sia, evidentemente, in grado di liberare OH
-
.
L’ammoniaca è in grado di accettare un protone grazie al doppietto elettronico di non-legame presente sull’atomo di azoto nella conformazione sp
3
. Si ottiene così lo 
ione ammonio
, suo acido coniugato.
La teoria di Lewis 
è così sintetizzabile:
un 
acido
 è una specie in grado di 
accettare una coppia di elettroni.
una 
base
 è una specie in grado di
 
cedere una coppia di elettroni.
  
Ciò permette a molecole che abbiano un 
orbitale 
senza elettroni, di essere acide. Sono in grado infatti di accettare il doppietto elettronico dello ione idruro (H
-
) o idrossido all’interno dello “spazio vuoto” nella propria 
configurazione elettronica
 esterna:
BH
3
 + :H
-
→
 BH
4
- 
(ione tetraidruroborato)
Na
+
 + :OH
-
 → NaOH
 (idrossido di sodio/soda caustica)
  
Quest’ultima reazione però, nonostante sia 
teoricamente
 possibile, non avverrà mai. Questo perché Na
+
 è un 
acido debole
, ovvero ha una scarsa tendenza a legare OH
-
. La base coniugata, ovvero la soda caustica (NaOH), è invece una 
base forte
, in grado di dissociarsi facilmente, spostando la reazione di cui sopra nella direzione opposta. Nello stesso modo HCl è un 
acido forte
, mentre lo ione Cl
-
 è una 
base debole
.
 Ciò è vero perché quando sciogliamo il sale da cucina (NaCl) in acqua, gli ioni che si sono liberati non formano acido cloridrico e soda caustica, che altrimenti scioglierebbero anche la pentola.

