Note sulla Teoria degli Acidi e delle Basi

Introduzione agli Acidi e Basi

• Definizioni iniziali fornite dal chimico Arrhenius.
• Spiegazione della conduzione elettrica nelle soluzioni acquose di acidi e basi.

Teoria di Arrhenius

• Acidi: sostanze che in soluzione acquosa si dissociano liberando ioni idrogeno (H⁺).
• Basi: sostanze che in soluzione acquosa si dissociano liberando ioni ossidrile (OH⁻).
• Esempi di sostanze:
  • Acido Cloridrico (HCl): contiene già H e si dissocia.
  • Idrossido di Potassio (KOH): contiene già OH e si dissocia.

Limitazioni della Teoria di Arrhenius

• Non spiega il comportamento di composti come:
  • Anidride Carbonica (CO₂): mostra caratteristiche acide senza H.
  • Ammoniaca (NH₃): mostra caratteristiche basiche senza OH.

Modifica della Teoria di Arrhenius

• Nuova definizione per includere sostanze senza H o OH.
  • Acido: genera ioni H⁺ in soluzione acquosa.
  • Base: genera ioni OH⁻ in soluzione acquosa.

Teoria di Brønsted-Lowry

• Acido: specie chimica che dona un protone.
• Base: specie chimica che accetta un protone.
• Importanza delle coppie acido-base.
  • Esempio di reazione:
    • Base (B) + Acido (H) → Acido coniugato (BH⁺) + Base coniugata (A⁻).

Acidi Forti e Deboli

• Acido forte: equilibrio acido-base spostato verso destra (alta dissociazione).
• Acido debole: equilibrio spostato verso sinistra (bassa dissociazione).

Teoria di Lewis

• Estensione del concetto di acidi e basi.
• Acido di Lewis: specie chimica che accetta una coppia di elettroni non condivisi.
• Base di Lewis: specie chimica che dona una coppia di elettroni non condivisi.
• Esempio di reazione:
  • Acido di Lewis (H⁺) + Base di Lewis (H₂O) → Legame covalente dativo.
  • Legame formato tramite il dono di elettroni da parte dell'ossigeno all'idrogeno.