Le teorie degli acidi e delle basi si basano sul concetto dato da Antoine Lavoisier nel 1776, che aveva una conoscenza limitata degli acidi forti, tra cui nitrico e solforico. Lavoisier affermò che l'acidità di una sostanza dipendeva dalla quantità di ossigeno che conteneva, poiché non conosceva le effettive composizioni di alogenuri di idrogeno e altri acidi forti.
Questa teoria è stata presa come la vera definizione di acido per diversi decenni, anche quando scienziati come Berzelius e von Liebig apportarono modifiche e proposero altre visioni, ma fu solo quando Arrhenius arrivò a vedere più chiaramente come funzionavano gli acidi e le basi.
Thomas Martin Lowry, uno dei teorici degli acidi e delle basi
Dopo Arrhenius, i fisicochimici Brönsted e Lowry svilupparono autonomamente la propria teoria, fino a quando Lewis non si presentò a proporre una versione migliorata e più accurata di essa.
Questo insieme di teorie è utilizzato fino ad oggi e si dice che sia quello che ha contribuito a formare la moderna termodinamica chimica.
Teoria di Arrhenius
La teoria di Arrhenius è la prima definizione moderna di acidi e basi, ed è stata proposta dal fisico chimico con lo stesso nome nel 1884. Essa afferma che una sostanza è identificata come acida quando forma ioni idrogeno dissolvendosi in acqua.
Cioè, l'acido aumenta la concentrazione di ioni H + in soluzioni acquose. Ciò può essere dimostrato con un esempio della dissociazione dell'acido cloridrico (HCl) in acqua:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Secondo Arrhenius, le basi sono quelle sostanze che rilasciano ioni idrossido quando si dissociano in acqua; cioè, aumenta la concentrazione di OH - ioni in soluzioni acquose. Un esempio di una base di Arrhenius è la dissoluzione dell'idrossido di sodio in acqua:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
La teoria afferma anche che, in quanto tale, non ci sono ioni H + , ma che questa nomenclatura viene utilizzata per indicare uno ione idronio (H 3 O + ) e che questo è stato indicato come ione idrogeno.
I concetti di alcalinità e acidità sono stati spiegati solo poiché le concentrazioni di idrossido e ioni idrogeno, rispettivamente, e gli altri tipi di acido e base (le loro versioni deboli) non sono stati spiegati.
Teoria di Brönsted e Lowry
Johannes Nicolaus Bronsted
Questa teoria è stata sviluppata indipendentemente da due fisico-chimici nel 1923, il primo in Danimarca e il secondo in Inghilterra. Entrambi avevano la stessa visione: la teoria di Arrhenius era limitata (poiché dipendeva completamente dall'esistenza di una soluzione acquosa) e non definiva correttamente cosa fossero un acido e una base.
Per questo motivo, i chimici hanno lavorato attorno allo ione idrogeno e hanno affermato: gli acidi sono le sostanze che rilasciano o donano protoni, mentre le basi sono quelle che accettano quei protoni.
Hanno usato un esempio per dimostrare la loro teoria, che implicava una reazione di equilibrio. Affermò che ogni acido aveva la sua base coniugata e che ogni base aveva anche il suo acido coniugato, in questo modo:
HA + B ↔ A - + HB +
Come, ad esempio, nella reazione:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
Nella reazione precedente, l'acido acetico (CH 3 COOH) è un acido perché dona un protone all'acqua (H 2 O), diventando così la sua base coniugata, lo ione acetato (CH 3 COO - ). A sua volta, l'acqua è una base perché accetta un protone dall'acido acetico e diventa il suo acido coniugato, lo ione idronio (H 3 O + ).
Questa reazione inversa è anche una reazione acido-base, poiché l'acido coniugato diventa acido e la base coniugata diventa base, attraverso la donazione e l'accettazione dei protoni allo stesso modo.
Il vantaggio di questa teoria rispetto ad Arrhenius è che non richiede un acido per dissociarsi per tenere conto di acidi e basi.
Teoria di Lewis
Il fisico chimico Gilbert Lewis iniziò a studiare una nuova definizione di acidi e basi nel 1923, lo stesso anno in cui Brönsted e Lowry offrirono la loro teoria su queste sostanze.
Questa proposta, che fu pubblicata nel 1938, aveva il vantaggio che il requisito di idrogeno (o protone) era stato rimosso dalla definizione.
Lui stesso aveva detto, in relazione alla teoria dei suoi predecessori, che "limitare la definizione di acidi a sostanze contenenti idrogeno era tanto limitante quanto limitare gli agenti ossidanti a quelli contenenti ossigeno".
In generale, questa teoria definisce le basi come le sostanze che possono donare una coppia di elettroni e gli acidi come quelle che possono ricevere questa coppia.
Più precisamente, afferma che una base di Lewis è quella che ha una coppia di elettroni, che non è legata al suo nucleo e può essere donata, e che l'acido di Lewis è uno che può accettare una coppia di elettroni liberi. Tuttavia, la definizione di acidi di Lewis è vaga e dipende da altre caratteristiche.
Un esempio è la reazione tra trimetilborano (Me 3 B) - che agisce come un acido di Lewis perché ha la capacità di accettare una coppia di elettroni - e l'ammoniaca (NH 3 ), che può donare la sua coppia di elettroni liberi.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Un grande vantaggio della teoria di Lewis è il modo in cui integra il modello delle reazioni redox: la teoria suggerisce che gli acidi reagiscono con le basi per condividere una coppia di elettroni, senza modificare i numeri di ossidazione di nessuno dei loro atomi.
Un altro vantaggio di questa teoria è che ci permette di spiegare il comportamento di molecole come il trifluoruro di boro (BF 3 ) e il tetrafluoruro di silicio (SiF 4 ), che non hanno la presenza di ioni H + o OH - , come richiesto dal teorie precedenti.
Riferimenti
- Britannica, E. d. (Sf). Encyclopedia Britannica. Estratto da britannica.com
- Brønsted - Acido di Lowry - teoria base. (Sf). Wikipedia. Estratto da en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorie degli acidi e delle basi. Estratto da chemguide.co.uk