Biologia 08 – Acidi e basi 1
Biologia 08 – Acidi e basi
Definizioni
Secondo Bronsted e Lowry
Definirono acido una sostanza capace di cedere ioni H+ e base una sostanza capace di acquistare ioni H+. Secondo Bronsted e Lowry, l'acido può donare il protone solo in presenza di una base che lo accetti.
Pertanto non esistono acidi e basi come tali, ma solo coppie di acidi e basi che in soluzione acquosa danno luogo a una reazione: la reazione acido-base.
La reazione tra NH3 e H2O (NH3 + H2O → NH4+ + OH-) è una reazione acido-base in quanto l'acido (acqua) cede un protone alla base (ammoniaca, NH3) formando lo ione ammonio NH4+ e lo ione ossidrile OH-.
Secondo Lewis
Secondo la teoria di Lewis si definisce acido qualsiasi sostanza in grado di accettare una coppia di elettroni e base qualsiasi sostanza in grado di cedere una coppia di elettroni non condivisi. La reazione tra una base di Lewis (:B) e un acido di Lewis (A) forma un addotto o complesso (B:A). La reazione tra un acido e una base di Lewis viene rappresentata con frecce curve che partono dal doppietto elettronico della base e giungono all'orbitale vuoto dell'acido. Per esempio, la reazione HCl + H2O → H3O+ + Cl- viene rappresentata come da figura a lato.
Dissociazione degli acidi in soluzione
Acidi forti
Sono acidi forti quelli che cedono protoni all'acqua in maniera completa.
Dire che un composto è completamente dissociato significa che passando in soluzione tutte le sue molecole si trasformano in ioni. Per esempio, se poniamo in acqua l'acido nitrico (acido forte), ci saranno in soluzione solo ioni H+ e ioni NO3-: HNO3 H+ + NO3-
Fra i tanti acidi, sono pochi quelli che si comportano da acidi forti.
Acidi deboli
Sono acidi deboli quelli che, quando si sciolgono in acqua, si ionizzano solo in minima parte tendendo a rimanere in forma indissociata.
Per esempio l'acido acetico, in soluzione, non si dissocia completamente e libera solo pochi ioni H+ e CH3COO- : CH3COOH CH3COO- + H+.
Misura del pH
Dalla teoria di Bronsted-Lowry si può dedurre che l’acidità può essere misurata calcolando quanti ioni H+ ci sono in una soluzione acquosa. Siccome nelle soluzioni acquose le concentrazioni degli ioni H+ e degli ioni OH- sono espresse da valori molto piccoli, da un punto di vista pratico è conveniente utilizzare un operatore matematico che permette di operare con numeri più semplici. Tale operatore viene definito pH. Si definisce pH il logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni H+: pH = - log [H+].
La scala del pH è compresa tra 0 e 14. In base al valore del pH una soluzione può essere neutra se il pH è uguale a 7, acida se il pH è minore di 7 basica se il pH è maggiore di 7.
Per calcolare il pH di una soluzione di un acido forte monoprotico, basta conoscere la concentrazione dell'acido (Ca) espressa in termini di molarità. In questi casi, infatti, poichè gli acidi forti sono completamente dissociati, Ca corrisponde alla concentrazione degli ioni H+. Per questi acidi vale la seguente formule:
pH = - log [Ca]
Questa legge è valida solo per gli acidi forti, in quanto per gli acidi deboli occorre ricorrere a calcoli un po’
più complessi.
