Come viene definita la teoria acido-base di Brønsted e Lowry?

Una sostanza che è in grado di donare un protone è un acido, mentre quella che riceve quel protone è una base. Questa definizione molto generale di acidi e basi è stata data dai chimici J.N. Bronsted e T.M. Lowry nel 1923, basato sul concetto di trasferimento di H⁺ in una reazione acido-base.

Arrhenius definì i protoni H⁺ come specie isolate, anche se oggi è noto che in soluzione hanno un'elevata attrazione con le molecole d'acqua e formano ioni idronio (\({H_3}{O^ + }\)). Sulla base di questi due concetti esploriamo una nota reazione acido-base:

\(H{C_2}{H_3}{O_2}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow {C_2}{H_3}{O_2 }{^ –{\left( {ac} \right)}} + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)

In questo caso l'acido acetico è quello che dona un idrogeno acido mentre l'acqua funge da base, prendendo il protone donato. A loro volta si formano due nuove specie ioniche, che sono gli acidi e le basi coniugate degli acidi e delle basi da cui provengono. In questo caso, la specie \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) è la base coniugata dell'acido acetico mentre \({H_3}{O^ + }\) è l'acido coniugato dell'acqua. Pertanto, la coppia coniugata acido-base differisce solo in presenza di un idrogeno acido e, inoltre, è soddisfatta la premessa che ogni acido ha la sua base coniugata e viceversa.

Ora esaminiamo la seguente reazione:

\(N{H_3}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftarrow N{H_4}{^ + {\left( {ac } \destra)}} + \;O{H^ – }_{\sinistra( {ac} \destra)}\)

In questo caso, abbiamo una coppia coniugata acido-base che è rispettivamente acqua e ione ossidrile, e una base, ammoniaca, con la sua coppia coniugata, la specie di carattere acido \(N{H_4}^ + \).

Ora, potresti chiederti, come mai l'acqua agisce sia come acido che come base? Questa capacità è nota come anfoterismo. Cioè una sostanza che può agire in entrambi i modi a seconda di chi è combinata è una sostanza anfotera.

Proprio come definiamo le coppie coniugate, esse hanno una caratteristica peculiare: maggiore è la forza acida dell'acido nella coppia, minore è la forza basica. avrà la sua base coniugata, ed è analogo al caso delle basi, maggiore è la forza di basicità della base, la sua coppia coniugata diminuirà la forza della acido. Si chiederanno di quale forza stiamo parlando?

Ebbene, quando un acido è forte parliamo di una specie capace di donare completamente idrogeno acido, di trasferire tutti i suoi protoni all'acqua e di dissociarsi completamente. Altrimenti, gli acidi deboli sono parzialmente ionizzati in soluzione acquosa, questo implica che parte dell'acido si troverà come specie dissociata e parte manterrà la sua struttura. Diamo un'occhiata ai seguenti esempi tipici:

\(HC{l_{\left( g \right)}} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \to C{l^ – }_{\left( {ac} \right) } + \;{H_3}{O^ + }_{\sinistra( {ac} \destra)}\)

Questo è un acido forte, poiché si dissocia completamente, e similmente avviene con l'idrossido di sodio, che è una base forte:

\(NaO{H_{\left( s \right)}} \to N{a^ + }_{\left( {ac} \right)} + \;O{H^ – }_{\left( { ac} \destra)}\)

Se esploriamo la reazione dell'acido acetico in soluzione acquosa, notiamo che esiste un equilibrio tra le specie, poiché la dissociazione non è completo e, quindi, esiste una costante di acidità termodinamica che governa il processo, che si esprime in funzione delle attività del specie; tuttavia, in soluzioni diluite, può essere stimato attraverso le concentrazioni molari:

\(Ka = \frac{{\left[ {{C_2}{H_3}{O_2}^ – } \right]\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]}}{{\left[ {H{C_2}{H_3}{O_2}} \destra]}}\)

Mentre per il caso delle basi deboli possiamo descrivere il grado di ionizzazione di detta base se parliamo della sua costante termodinamica di basicità, tale è il caso dell'ammoniaca:

\(Kb = \frac{{\left[ {N{H_4}^ + } \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{\left[ {N{H_3}} \ Giusto]}}\)

Queste costanti sono tabulate alle temperature di riferimento mentre esiste anche una bibliografia che indica il livello di acidità o basicità di alcuni composti.

Infine, faremo riferimento all'autoionizzazione dell'acqua, come abbiamo già visto, l'acqua ha sia una base che un acido coniugato, potendo descrivere questo fenomeno nella sua reazione di ionizzazione:

\(2{H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow \) \(O{H^ – }_{\left( {ac} \right)} + {H_3}{O^ + }_{\sinistra( {ac} \destra)}\)

Potremmo definire questo processo come abbiamo fatto in precedenza attraverso la costante coinvolta, che sarebbe:

\(Kc = \frac{{\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{{{\left[ {{H_2 }O} \right]}^2}}}\)

Ricorrendo ad una disposizione matematica potremmo esprimere il prodotto ionico dell'acqua come la seguente costante:

\(Kw = \sinistra[ {{H_3}{O^ + }} \destra]\sinistra[ {O{H^ – }} \destra]\)

Il cui valore a 25ºC è costante ed è: 1×10-14, il che implica che, se la soluzione è neutra, cioè uguale quantità di acido rispetto alla base, ciascuna delle concentrazioni delle specie ioniche sarà: 1×10-7 mol/L.