ACIDI: CARATTERISTICHE ED ESEMPI - CHIMICA - 2024

Gli acidi sono composti con elevate tendenze di protone a donare o accettare una coppia di elettroni. Esistono molte definizioni (Bronsted, Arrhenius, Lewis) che caratterizzano le proprietà degli acidi e ciascuna di esse è integrata per costruire un'immagine globale di questi tipi di composti.

Dalla prospettiva di cui sopra, tutte le sostanze conosciute possono essere acide, tuttavia, solo quelle che si distinguono molto al di sopra delle altre sono considerate come tali. In altre parole: se una sostanza è un donatore di protoni estremamente debole, rispetto all'acqua, ad esempio, si può dire che non è un acido.

L'acido acetico, un acido debole, dona un protone (ione idrogeno, evidenziato in verde) all'acqua in una reazione di equilibrio per dare lo ione acetato e lo ione idronio. Rosso: ossigeno. Nero: carbonio. Bianco: idrogeno.

Stando così le cose, cosa sono esattamente gli acidi e le loro fonti naturali? Un tipico esempio di questi può essere trovato all'interno di molti frutti: come gli agrumi. Le limonate hanno il loro sapore caratteristico dovuto all'acido citrico e ad altri componenti.

La lingua può rilevare la presenza di acidi, proprio come fa altri sapori. A seconda del livello di acidità di questi composti, il gusto diventa più intollerabile. In questo modo, la lingua funge da misuratore organolettico per la concentrazione di acidi, in particolare la concentrazione di ione idronio (H ₃ O ⁺ ).

D'altra parte, gli acidi non si trovano solo nel cibo, ma anche negli organismi viventi. Allo stesso modo, i terreni presentano sostanze che possono caratterizzarli come acidi; questo è il caso dell'alluminio e di altri cationi metallici.

Caratteristiche degli acidi

Quali caratteristiche deve avere un composto, secondo le definizioni esistenti, per essere considerato acido?

Deve essere in grado di generare ioni H ⁺ e OH ^- dissolvendosi in acqua (Arrhenius), deve donare protoni ad altre specie molto facilmente (Bronsted) o, infine, deve essere in grado di accettare una coppia di elettroni, essendo caricata negativamente (Lewis).

Tuttavia, queste caratteristiche sono strettamente correlate alla struttura chimica. Quindi, imparando ad analizzarlo, si può dedurre la sua forza di acidità o di un paio di composti quale dei due è il più acido.

- Proprietà fisiche

Gli acidi hanno un sapore, degno della ridondanza, acidi e il loro odore spesso brucia le narici. Sono liquidi con una consistenza appiccicosa o oleosa e hanno la capacità di cambiare il colore della cartina di tornasole e dell'arancio metilico in rosso (Proprietà degli acidi e delle basi, SF).

- Capacità di generare protoni

Nel 1923, il chimico danese Johannes Nicolaus Brønsted e il chimico inglese Thomas Martin Lowry introdussero la teoria di Brønsted e Lowry affermando che qualsiasi composto in grado di trasferire un protone a qualsiasi altro composto è un acido (Encyclopædia Britannica, 1998). Ad esempio nel caso dell'acido cloridrico:

HCl → H ⁺ + Cl ^-

La teoria di Brønsted e Lowry non spiegava il comportamento acido di alcune sostanze. Nel 1923 il chimico americano Gilbert N. Lewis introdusse la sua teoria, in cui un acido è considerato come qualsiasi composto che, in una reazione chimica, è in grado di unire una coppia di elettroni non condivisi in un'altra molecola (Encyclopædia Britannica, 1998) .

In questo modo, ioni come Cu ²⁺ , Fe ²⁺ e Fe ³⁺ hanno la capacità di legarsi a coppie di elettroni liberi, ad esempio dall'acqua per produrre protoni nel modo seguente:

Cu ²⁺ + 2H ₂ O → Cu (OH) ₂ + 2H ⁺

- Hanno idrogeni poveri di densità elettronica

Per la molecola di metano, CH ₄ , nessuno dei suoi idrogeni è elettronicamente carente. Questo perché la differenza di elettronegatività tra carbonio e idrogeno è molto piccola. Ma se si sostituisce uno degli atomi di H da uno di fluoro, allora ci sarebbe essere un cambiamento evidente nel momento di dipolo: H ₂ FC- H .

H sperimenta uno spostamento della sua nuvola di elettroni verso l'atomo adiacente legato a F, che è lo stesso, δ + aumenta. Anche in questo caso, se un altro H è sostituita da un'altra F, quindi la molecola diventa: HF ₂ C- H .

Ora δ + è ancora maggiore, perché due atomi di F, la densità di elettroni altamente elettronegativo che rimuovere il C, e quest'ultima conseguentemente alla H . Se il processo di sostituzione procedi infine ottenuta: F ₃ C- H .

In quest'ultima molecola H presenta, come conseguenza dei tre atomi di F vicini, una marcata deficienza elettronica. Questo δ + non passa inosservato per nessuna specie abbastanza ricca di elettroni da spogliare questa H e, in questo modo, F ₃ CH da caricarsi negativamente:

F ₃ C– H +: N ^- (specie negativa) => F ₃ C: ^- + H N

L'equazione chimica di cui sopra può essere considerata anche in questo modo: F ₃ CH dona un protone (H ⁺ , l' H una volta staccato dalla molecola) a: N; oppure, F ₃ CH guadagna una coppia di elettroni da H quando un'altra coppia viene donata a quest'ultima da: N ^- .

- Forza o acidità costante

Quanto F ₃ C: ^- è presente nella soluzione? Oppure, quante molecole di F ₃ CH possono donare idrogeno acido a N? Per rispondere a queste domande, è necessario determinare la concentrazione di F ₃ C: ^- o H N e, utilizzando un'equazione matematica, stabilire un valore numerico chiamato costante di acidità, Ka.

Più molecole di F ₃ C: ^- o HN saranno prodotte, più F ₃ CH sarà acido e maggiore sarà il suo Ka. In questo modo Ka aiuta a chiarire, quantitativamente, quali composti sono più acidi di altri; e, allo stesso modo, scarta come acidi quelli i cui Ka sono di un ordine estremamente piccolo.

Alcuni Ka possono avere valori che sono intorno a ^10-1 e ^10-5 e altri valori milionesimi più piccoli come ^10-15 e ^10-35 . Si può quindi affermare che questi ultimi, avendo dette costanti di acidità, sono acidi estremamente deboli e possono essere scartati come tali.

Quindi quale delle seguenti molecole ha il Ka più alto: CH ₄ , CH ₃ F, CH ₂ F ₂ o CHF ₃ ? La risposta sta nella mancanza di densità elettronica, δ +, nei loro idrogeni.

misure

Ma quali sono i criteri per standardizzare le misurazioni Ka? Il suo valore può variare enormemente a seconda di quale specie riceverà l'H ⁺ . Ad esempio, se: N è una base forte, Ka sarà grande; ma se, al contrario, è una base molto debole, Ka sarà piccola.

Le misurazioni Ka vengono effettuate utilizzando la più comune e più debole di tutte le basi (e acidi): l'acqua. A seconda del grado di donazione di H ⁺ alle molecole di H ₂ O, a 25ºC e alla pressione di un'atmosfera, vengono stabilite le condizioni standard per determinare le costanti di acidità per tutti i composti.

Da ciò nasce un repertorio di tabelle delle costanti di acidità per molti composti, sia inorganici che organici.

- Ha basi coniugate molto stabili

Gli acidi hanno atomi o unità (anelli aromatici) altamente elettronegativi nelle loro strutture chimiche che attraggono densità di elettroni dagli idrogeni circostanti, facendoli così diventare parzialmente positivi e reattivi a una base.

Una volta che i protoni donano, l'acido si trasforma in una base coniugata; cioè una specie negativa capace di accettare H ⁺ o di donare una coppia di elettroni. Nell'esempio della molecola CF ₃ H la sua base coniugata è CF ₃ ^- :

CF ₃ ^- + HN <=> CHF ₃ +: N ^-

Se CF ₃ ^- è una base coniugata molto stabile, l'equilibrio verrà spostato più a sinistra che a destra. Inoltre, più è stabile, più reattivo e acido sarà l'acido.

Come fai a sapere quanto sono stabili? Tutto dipende da come gestiscono la nuova carica negativa. Se possono delocalizzare o diffondere in modo efficiente l'aumento della densità elettronica, non sarà disponibile per l'uso nel legame con la base H.

- Possono avere cariche positive

Non tutti gli acidi hanno idrogeni carenti di elettroni, ma possono anche avere altri atomi in grado di accettare elettroni, con o senza una carica positiva.

Com'è? Ad esempio, nel trifluoruro di boro, BF ₃ , l'atomo B manca di un ottetto di valenza, quindi può formare un legame con qualsiasi atomo che gli dia una coppia di elettroni. Se un anione F ^- round nelle sue vicinanze si verifica la seguente reazione chimica:

BF ₃ + F ^- => BF ₄ ^-

D'altra parte, i cationi metallici liberi, come Al ³⁺ , Zn ²⁺ , Na ⁺ , ecc., Sono considerati acidi, poiché possono accettare legami dativi (di coordinazione) di specie ricche di elettroni dal loro ambiente. Analogamente, reagiscono con OH ^- ioni di precipitato come idrossidi metallici:

Zn ²⁺ (aq) + 2OH ^- (aq) => Zn (OH) ₂ (s)

Tutti questi sono noti come acidi di Lewis, mentre quelli che donano protoni sono acidi di Bronsted.

- Le loro soluzioni hanno valori di pH inferiori a 7

Figura: scala del pH.

Nello specifico, un acido quando disciolto in un qualsiasi solvente (che non lo neutralizza in modo apprezzabile), genera soluzioni con un pH inferiore a 3, sebbene inferiori a 7 siano considerati acidi molto deboli.

Questo può essere verificato utilizzando un indicatore acido-base, come fenolftaleina, indicatore universale o succo di cavolo viola. Quei composti che trasformano i colori a quelli indicati per il pH basso, vengono trattati come acidi. Questo è uno dei test più semplici per determinarne la presenza.

Lo stesso può essere fatto, ad esempio, per diversi campioni di terreno provenienti da diverse parti del mondo, determinando così i loro valori di pH per, insieme ad altre variabili, caratterizzarli.

E infine, tutti gli acidi hanno un sapore aspro, purché non siano così concentrati da bruciare irreversibilmente i tessuti della lingua.

- Capacità di neutralizzare le basi

Arrhenius, nella sua teoria, propone che gli acidi, potendo generare protoni, reagiscano con l'idrossile delle basi per formare sale e acqua nel modo seguente:

HCl + NaOH → NaCl + H ₂ O.

Questa reazione è chiamata neutralizzazione ed è alla base della tecnica analitica chiamata titolazione (Bruce Mahan, 1990).

Acidi forti e acidi deboli

Gli acidi sono classificati in acidi forti e acidi deboli. La forza di un acido è associata alla sua costante di equilibrio, quindi, nel caso degli acidi, queste costanti sono chiamate costanti acide Ka.

Pertanto, gli acidi forti hanno una grande costante acida, quindi tendono a dissociarsi completamente. Esempi di questi acidi sono l'acido solforico, l'acido cloridrico e l'acido nitrico, le cui costanti acide sono così grandi che non possono essere misurate in acqua.

D'altra parte, un acido debole è quello la cui costante di dissociazione è bassa, quindi è in equilibrio chimico. Esempi di questi acidi sono l'acido acetico e l'acido lattico e l'acido nitroso le cui costanti di acidità sono nell'ordine di 10 ^-4 . La figura 1 mostra le diverse costanti di acidità per diversi acidi.

Figura 1: costanti di dissociazione acida.

Esempi di acidi

Alogenuri di idrogeno

Tutti gli alogenuri di idrogeno sono composti acidi, specialmente se disciolti in acqua:

-HF (acido fluoridrico).

-HCl (acido cloridrico).

-HBr (acido bromidrico).

-HI (acido iodico).

ossiacidi

Gli ossoacidi sono le forme protonate di ossoanioni:

HNO ₃ (acido nitrico).

H ₂ SO ₄ (acido solforico).

H ₃ PO ₄ (acido fosforico).

HClO ₄ (acido perclorico).

Super acidi

I super acidi sono la miscela di un forte acido di Bronsted e un forte acido di Lewis. Una volta mescolate formano strutture complesse dove, secondo alcuni studi, l'H ⁺ "salta" al loro interno.

Il loro potere corrosivo è tale che sono miliardi di volte più forti dell'H ₂ SO ₄ concentrato. Sono utilizzati per rompere le molecole di grandi dimensioni presenti nel petrolio greggio, in molecole più piccole, ramificate e con un grande valore economico aggiunto.

-BF ₃ / HF

-SbF ₅ / HF

-SbF ₅ / HSO ₃ F

-CF ₃ SO ₃ H

Acidi organici

Gli acidi organici sono caratterizzati dall'avere uno o più gruppi carbossilici (COOH) e tra questi ci sono:

-Acido citrico (presente in molti frutti)

Acido malico (da mele verdi)

-Acido acetico (da aceto commerciale)

-Acido butirrico (da burro rancido)

-Acido tartarico (dai vini)

-E la famiglia degli acidi grassi.

Riferimenti

1. Torrens H. Acidi e basi dure e molli. . Tratto da: depa.fquim.unam.mx
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 maggio 2018). Nomi di 10 acidi comuni. Estratto da: thoughtco.com
3. Chempages Netorials. Acidi e basi: struttura e comportamento molecolare. Tratto da: chem.wisc.edu
4. Deziel, Chris. (27 aprile 2018). Caratteristiche generali di acidi e basi. Sciencing. Estratto da: sciencing.com
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