Acidi e basi: definizione di Arrhenius, di Brᴓnsted e Lowry e di Lewis

Ogni giorno veniamo a contatto con molti acidi e basi, spesso anche senza rendercene conto. Sappiamo che il sapore del limone è acido e che per combattere l’acidità di stomaco si usano delle sostanze basiche, come il bicarbonato di sodio (NaHCO₃). Inoltre, sappiamo che non bisogna mai mischiare l’ammoniaca (NH₃), una base, con l’acido muriatico (HCl), poiché la loro reazione immediata libera fumi tossici pericolosi.

Gli acidi e le basi, infatti, possono reagire vigorosamente fra loro, liberando molta energia.

È però necessario definire cosa sia un acido e cosa una base in termini generici, senza dover utilizzare la scala del pH come riferimento. Sono state avanzate diverse proposte per riuscire ad identificare velocemente acidi e basi, spesso leggendo soltanto la formula bruta della molecola.
  

1) Teoria di Arrhenius:

• un acido è una sostanza in grado di liberare ioni idrogeno H⁺ in una soluzione acquosa;
• una base è una sostanza in grado di liberare ioni idrossido OH^- in una soluzione acquosa.
   

Poiché lo ione H⁺ è un atomo di idrogeno che ha perso un elettrone, possiamo dire che l’acido è in grado di liberare un protone. Ciò è possibile perché l’elettrone "smarrito" è in realtà rimasto sull’atomo, che legava quell’idrogeno. Questa molecola sarà la base coniugata dell’acido, e ovviamente avrà una carica negativa. In maniera simile una base libera in soluzione anioni OH^-, diventando l’acido coniugato.
 

HCl (acido cloridrico/acido muriatico) → H⁺ (ione idrogeno) + Cl^- (base coniugata) 

Ca(OH)₂ (idrossido di calcio) → Ca⁺ (acido coniugato) + 2OH^-(ione idrossido) 

2) Teoria di Brᴓnsted e Lowry:

• un acido è una molecola in grado di donare protoni;
• una base è una molecola in grado di accettare protoni.

Questa definizione riesce a spiegare il comportamento di molecole, come l’ammoniaca. Questa sostanza ha caratteristiche basiche, nonostante non sia, evidentemente, in grado di liberare OH^-.

L’ammoniaca è in grado di accettare un protone grazie al doppietto elettronico di non-legame presente sull’atomo di azoto nella conformazione sp³. Si ottiene così lo ione ammonio, suo acido coniugato.

La teoria di Lewis è così sintetizzabile:

• un acido è una specie in grado di accettare una coppia di elettroni.
• una base è una specie in grado di cedere una coppia di elettroni.
   

Ciò permette a molecole che abbiano un orbitale senza elettroni, di essere acide. Sono in grado infatti di accettare il doppietto elettronico dello ione idruro (H^-) o idrossido all’interno dello “spazio vuoto” nella propria configurazione elettronica esterna:

BH₃ + :H^-→ BH₄^- (ione tetraidruroborato)

Na⁺ + :OH^- → NaOH (idrossido di sodio/soda caustica)
 

Quest’ultima reazione però, nonostante sia teoricamente possibile, non avverrà mai. Questo perché Na⁺ è un acido debole, ovvero ha una scarsa tendenza a legare OH^-. La base coniugata, ovvero la soda caustica (NaOH), è invece una base forte, in grado di dissociarsi facilmente, spostando la reazione di cui sopra nella direzione opposta. Nello stesso modo HCl è un acido forte, mentre lo ione Cl^- è una base debole.
Ciò è vero perché quando sciogliamo il sale da cucina (NaCl) in acqua, gli ioni che si sono liberati non formano acido cloridrico e soda caustica, che altrimenti scioglierebbero anche la pentola.