Esistono centinaia di esempi di acidi e basi che possono essere trovati in tutti i rami della chimica, ma che nel loro insieme sono separati in due grandi famiglie: inorganica e organica. Gli acidi inorganici sono generalmente noti come acidi minerali, caratterizzati dall'essere particolarmente forti rispetto a quelli organici.
Gli acidi e le basi sono intesi come sostanze che hanno rispettivamente un sapore acido o saponaceo. Entrambi sono corrosivi, sebbene la parola "caustica" sia spesso usata per le basi forti. In breve: bruciano e corrodono la pelle se la toccano. Le sue caratteristiche nei mezzi solventi hanno guidato una serie di definizioni nel corso della storia.
Comportamento di acidi e basi quando disciolti in acqua. Fonte: Gabriel Bolívar.
L'immagine sotto mostra il comportamento generico di acidi e basi quando vengono aggiunti o disciolti in un bicchiere d'acqua. Gli acidi producono soluzioni con valori di pH inferiori a 7 a causa degli ioni idronio, H 3 O + ; mentre le basi producono soluzioni con un pH superiore a 7 a causa degli ioni idrossile (o idrossile), OH - .
Se aggiungiamo acido cloridrico, HCl (goccia rossa), al vetro, ci saranno ioni H 3 O + e Cl - idratati. D'altra parte, se ripetiamo l'esperimento con idrossido di sodio, NaOH (goccia viola), avremo ioni OH - e Na + .
definizioni
Le caratteristiche sempre più studiate e comprese degli acidi e delle basi hanno stabilito più di una definizione per questi composti chimici. Tra queste definizioni abbiamo quella di Arrhenius, quella di Bronsted-Lowry e infine quella di Lewis. Prima di citare gli esempi è necessario essere chiari su questo.
Arrhenius
Gli acidi e le basi, secondo Arrhenius, sono quelli che, disciolti in acqua, producono rispettivamente ioni H 3 O + o OH - . Cioè, l'immagine rappresenta già questa definizione. Tuttavia, di per sé trascura alcuni acidi o basi troppo deboli per produrre tali ioni. È qui che entra in gioco la definizione di Bronsted-Lowry.
Bronsted-Lowry
Gli acidi Bronsted-Lowry sono quelli che possono donare ioni H + e le basi sono quelle che accettano questi H + . Se un acido dona molto facilmente il suo H + , significa che è un acido forte. Lo stesso accade con le basi, ma accettando H + .
Pertanto, abbiamo acidi e basi forti o deboli e le loro forze vengono misurate in diversi solventi; soprattutto in acqua, da cui si stabiliscono le unità di pH note (da 0 a 14).
Pertanto, un HA acido forte donerà completamente il suo H + all'acqua in una reazione come:
HA + H 2 O => A - + H 3 O +
Dove A - è la base coniugata di HA. Da qui proviene quindi l'H 3 O + presente nel bicchiere con soluzione acida.
Nel frattempo, una base debole B deprotonerà l'acqua per ottenere il suo rispettivo H + :
B + H 2 O <=> HB + OH -
Dove HB è l'acido coniugato di B. Questo è il caso dell'ammoniaca, NH 3 :
NH 3 + H 2 O <=> NH 4 + + OH -
Una base molto forte può donare direttamente ioni OH - senza la necessità di reagire con l'acqua; proprio come NaOH.
Lewis
Infine, gli acidi di Lewis sono quelli che guadagnano o accettano elettroni e le basi di Lewis sono quelle che donano o perdono elettroni.
Ad esempio, anche la base di Bronsted-Lowry NH 3 è una base di Lewis, poiché l'atomo di azoto accetta un H + donandogli la sua coppia di elettroni liberi (H 3 N: H + ). Ecco perché le tre definizioni non sono in disaccordo tra loro, ma piuttosto si intrecciano e aiutano a studiare l'acidità e la basicità in uno spettro più ampio di composti chimici.
Esempi di acidi
Chiarite le definizioni, di seguito verranno menzionate una serie di acidi con le rispettive formule e nomi:
-HF: acido fluoridrico
-HBr: acido bromidrico
-HI: acido idroiodico
-H 2 S: idrogeno solforato
-H 2 Se: acido selenidrico
-H 2 Te: acido telluridrico
Si tratta di acidi binari, detti anche idracidi, a cui appartiene il già citato acido cloridrico, HCl.
-HNO 3 : acido nitrico
-HNO 2 : acido nitroso
-HNO: acido iponitroso
-H 2 CO 3 : acido carbonico
-H 2 CO 2 : acido carbonioso, che in realtà è meglio conosciuto con il nome di acido formico, HCOOH, l'acido organico più semplice di tutti
-H 3 PO 4 : acido fosforico
-H 3 PO 3 o H 2 : acido fosforoso, con un legame HP
-H 3 PO 2 o H: acido ipofosforoso, con due legami HP
-H 2 SO 4 : acido solforico
-H 2 SO 3 : acido solforoso
-H 2 S 2 O 7 : acido disolforico
-HIO 4 : acido periodico
-HIO 3 : acido iodico
-HIO 2 : acido iodico
-HIO: acido ipoiodico
-H 2 CrO 4 : acido cromico
-HMnO 4 : acido manganico
-CH 3 COOH: acido acetico (aceto)
-CH 3 SO 3 H: acido metansolfonico
Tutti questi acidi, ad eccezione del formico e degli ultimi due, sono noti come ossacidi o acidi ternari.
Altri:
-AlCl 3 : cloruro di alluminio
-FeCl 3 : cloruro ferrico
-BF 3 : trifluoruro di boro
-Cationi metallici disciolti in acqua
-Carbocations
-H (CHB 11 Cl 11 ): carborano superacido
- UST 3 H: acido fluorosolfonico
- HSbF 6 : acido fluoroantimonico
- UST 3 H SbF 5 : acido magico
Gli ultimi quattro esempi costituiscono i terrificanti superacidi; composti in grado di disintegrare quasi ogni materiale semplicemente toccandolo. AlCl 3 è un esempio di acido di Lewis, poiché il centro metallico dell'alluminio è in grado di accettare elettroni a causa della sua deficienza elettronica (non completa il suo ottetto di valenza).
Esempi di basi
Tra le basi inorganiche abbiamo idrossidi metallici, come l'idrossido di sodio, e alcuni idruri molecolari, come l'ammoniaca già citata. Ecco altri esempi di basi:
-KOH: idrossido di potassio
-LiOH: idrossido di litio
-RbOH: idrossido di rubidio
-CsOH: idrossido di cesio
-FrOH: idrossido di francio
-Be (OH) 2 : berillio idrossido
-Mg (OH) 2 : idrossido di magnesio
-Ca (OH) 2 : idrossido di calcio
-Sr (OH) 2 : idrossido di stronzio
-Ba (OH) 2 : idrossido di bario
-Ra (OH) 2 : radioidrossido
-Fe (OH) 2 : idrossido ferroso
-Fe (OH) 3 : idrossido ferrico
-Al (OH) 3 : idrossido di alluminio
-Pb (OH) 4 : idrossido di piombo
-Zn (OH) 2 : idrossido di zinco
-Cd (OH) 2 : idrossido di cadmio
-Cu (OH) 2 : idrossido rameico
-Ti (OH) 4 : idrossido titanico
-PH 3 : fosfina
-AsH 3 : arsina
-NaNH 2 : sodio ammide
- C 5 H 5 N: piridina
- (CH 3 ) N: trimetilammina
- C 6 H 5 NH 2 : fenilammina o anilina
-NaH: idruro di sodio
-KH: idruro di potassio
-Carbaniones
-Li 3 N: nitruro di litio
-Alkoxides
- 2 NLi: litio diisopropilammide
-Anione dietinilbenzene: C 6 H 4 C 4 2- (la base più forte finora conosciuta)
Riferimenti
- Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
- Shiver & Atkins. (2008). Chimica inorganica. (Quarta edizione). Mc Graw Hill.
- Naomi Hennah. (10 ottobre 2018). Come insegnare acidi, basi e sali. Estratto da: edu.rsc.org
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- David Wood. (2019). Confronto tra acidi e basi comuni. Studia. Estratto da: study.com
- Ross Pomeroy. (2013, 23 agosto). Gli acidi più forti del mondo: come il fuoco e il ghiaccio. Estratto da: realclearscience.com
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