Sviluppo storicomodiFica

Il concetto di reazione acido-base fu proposto per la prima volta nel 1754 da Guillaume-François Rouelle, che introdusse la parola “base” nella chimica per indicare una sostanza che reagisce con un acido per dargli una forma solida (come un sale).

La teoria dell’ossigeno degli acidi di Lavoisier

Il primo concetto scientifico di acidi e basi fu fornito da Lavoisier intorno al 1776., Dal Lavoisier conoscenza di acidi forti è prevalentemente limitato alla oxoacids, come HNO
3 (acido nitrico) e H
2SO
4 (acido solforico), che tendono a contenere centrale atomi in alti stati di ossidazione circondato da ossigeno, e poiché egli non era a conoscenza della reale composizione del hydrohalic acidi (HF, HCl, HBr, HI), ha definito gli acidi in termini di contenenti ossigeno, che, infatti, ha chiamato dalle parole greche che significano “acido-ex” (dal greco οξυς (oxys), che significa “acido” o “forte” e γεινομαι (geinomai), che significa “generare”)., La definizione Lavoisier tenuto per oltre 30 anni, fino al 1810 l’articolo e le successive conferenze di Sir Humphry Davy in cui ha dimostrato la mancanza di ossigeno in H
2S, H2Te, e gli acidi hydrohalic. Tuttavia, Davy non riuscì a sviluppare una nuova teoria, concludendo che “l’acidità non dipende da una particolare sostanza elementare, ma da una disposizione peculiare di varie sostanze”. Una modifica notevole della teoria dell’ossigeno è stata fornita da Jöns Jacob Berzelius, che ha affermato che gli acidi sono ossidi di non metalli mentre le basi sono ossidi di metalli.,

La teoria dell’idrogeno di Liebig

Nel 1838, Justus von Liebig propose che un acido fosse un composto contenente idrogeno il cui idrogeno può essere sostituito da un metallo. Questa ridefinizione si basava sul suo ampio lavoro sulla composizione chimica degli acidi organici, finendo il passaggio dottrinale dagli acidi a base di ossigeno agli acidi a base di idrogeno iniziato da Davy. La definizione di Liebig, pur essendo completamente empirica, rimase in uso per quasi 50 anni fino all’adozione della definizione di Arrhenius.,

Definizione di Arrhenius

La prima definizione moderna di acidi e basi in termini molecolari fu ideata da Svante Arrhenius. Una teoria dell’idrogeno degli acidi, seguì dal suo lavoro del 1884 con Friedrich Wilhelm Ostwald nello stabilire la presenza di ioni in soluzione acquosa e portò Arrhenius a ricevere il premio Nobel per la chimica nel 1903.

Come definito da Arrhenius:

• un acido Arrhenius è una sostanza che si dissocia in acqua per formare ioni idrogeno (H+); cioè, un acido aumenta la concentrazione di ioni H+ in una soluzione acquosa.,

Questo provoca la protonazione dell’acqua, o la creazione dello hyd idronio (H3O+). Quindi, nei tempi moderni, il simbolo H + è interpretato come una scorciatoia per H3O+, perché ora è noto che un protone nudo non esiste come specie libera in soluzione acquosa.

• una base di Arrhenius è una sostanza che si dissocia in acqua per formare ioni idrossido (OH−); cioè, una base aumenta la concentrazione di ioni OH in una soluzione acquosa.,”

Le definizioni di Arrhenius di acidità e alcalinità sono limitate alle soluzioni acquose e si riferiscono alla concentrazione degli ioni solvente. Sotto questa definizione, H2SO4 puro e HCl disciolti in toluene non sono acidi, e NaOH fuso e soluzioni di ammide di calcio in ammoniaca liquida non sono alcalini. Ciò ha portato allo sviluppo della teoria di Brønsted-Lowry e della successiva teoria di Lewis per tenere conto di queste eccezioni non acquose.,

Nel complesso, per qualificarsi come acido Arrhenius, dopo l’introduzione in acqua, la sostanza chimica deve causare, direttamente o altrimenti:

• un aumento della concentrazione di idronio acquoso o
• una diminuzione della concentrazione di idrossido acquoso.

Al contrario, per qualificarsi come base di Arrhenius, al momento dell’introduzione all’acqua, la sostanza chimica deve causare, direttamente o altrimenti:

• una diminuzione della concentrazione di idronio acquoso o
• un aumento della concentrazione di idrossido acquoso.,

La reazione di un acido con una base è chiamata reazione di neutralizzazione. I prodotti di questa reazione sono un sale e acqua.

acido + base → sale + acqua

In questa rappresentazione tradizionale una reazione di neutralizzazione acido–base è formulata come una reazione a doppia sostituzione. Ad esempio, la reazione di acido cloridrico, HCl, con idrossido di sodio, NaOH, soluzioni produce una soluzione di cloruro di sodio, NaCl e alcune molecole d’acqua aggiuntive.,

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O

Il modificatore (aq) in questa equazione era implicito da Arrhenius, piuttosto che incluso esplicitamente. Indica che le sostanze sono sciolte in acqua. Sebbene tutte e tre le sostanze, HCl, NaOH e NaCl siano in grado di esistere come composti puri, in soluzioni acquose sono completamente dissociate negli ioni acquati H+, Cl−, Na+ e OH−.,

Brønsted–Lowry definitionEdit

Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry

Il Brønsted–Lowry definizione, formulata nel 1923, indipendentemente da Johannes Nicolaus Brønsted in Danimarca e Martin Lowry in Inghilterra, si basa sull’idea di protonazione di basi attraverso la deprotonazione di acidi – che è, la capacità di acidi di “donare” gli ioni idrogeno (H+)—altrimenti noto come protoni, i loro basi, che “accetta” di loro.,

Una reazione acido–base è, quindi, la rimozione di uno hydrogen idrogeno dall’acido e la sua aggiunta alla base. La rimozione di uno hydrogen idrogeno da un acido produce la sua base coniugata, che è l’acido con uno ion idrogeno rimosso. La ricezione di un protone da parte di una base produce il suo acido coniugato, che è la base con uno hydrogen idrogeno aggiunto.

A differenza delle definizioni precedenti, la definizione di Brønsted–Lowry non si riferisce alla formazione di sale e solvente, ma alla formazione di acidi coniugati e basi coniugate, prodotte dal trasferimento di un protone dall’acido alla base., In questo approccio, gli acidi e le basi sono fondamentalmente diversi nel comportamento dai sali, che sono visti come elettroliti, soggetti alle teorie di Debye, Onsager e altri. Un acido e una base reagiscono non per produrre un sale e un solvente, ma per formare un nuovo acido e una nuova base. Il concetto di neutralizzazione è quindi assente. Il comportamento acido–base di Brønsted–Lowry è formalmente indipendente da qualsiasi solvente, rendendolo più onnicomprensivo rispetto al modello di Arrhenius. Il calcolo del pH secondo il modello di Arrhenius dipendeva da alcali (basi) che si dissolvevano in acqua (soluzione acquosa)., Il modello di Brønsted-Lowry ha ampliato ciò che potrebbe essere testato con pH utilizzando soluzioni insolubili e solubili (gas, liquido, solido).

La formula generale per le reazioni acido–base secondo la definizione di Brønsted–Lowry è:

HA + B → BH+ + A−

dove HA rappresenta l’acido, B rappresenta la base, BH+ rappresenta l’acido coniugato di B e A− rappresenta la base coniugata di HA.,

Ad esempio, un modello di Brønsted-Lowry per la dissociazione dell’acido cloridrico (HCl) in soluzione acquosa sarebbe il seguente:

HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl−

La rimozione di H+ dall’HCl produce lo chloride cloruro, Cl−, la base coniugata dell’acido. L’aggiunta di H + all’H2O (che agisce come una base) forma lo ion idronio, H3O+, l’acido coniugato della base.

L’acqua è anfotera, cioè può agire sia come acido che come base., Il Brønsted-Lowry modello spiega, mostrando la dissociazione dell’acqua in basse concentrazioni di ossonio e ioni idrossido di:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH−

Questa equazione è illustrato nell’immagine qui sotto:

Qui, una molecola di acqua agisce come un acido, la donazione di un H+ e formando la base coniugata, OH−, e una seconda molecola di acqua agisce come una base, accettando l’H+ ioni e formando l’acido coniugato, H3O+.

Come esempio di acqua che agisce come un acido, si consideri una soluzione acquosa di piridina, C5H5N.,

C5H5N + H2O ⇌ + + OH –

In questo esempio, una molecola d’acqua viene divisa in uno hydrogen idrogeno, che viene donato a una molecola di piridina e uno hydroxide idrossido.

Nel modello di Brønsted-Lowry, il solvente non deve necessariamente essere acqua, come richiesto dal modello acido-base di Arrhenius. Ad esempio, considera cosa succede quando l’acido acetico, CH3COOH, si dissolve in ammoniaca liquida.

CH
3COOH + NH
3 N NH+
4 + CH
3COO−

Uno ion H+ viene rimosso dall’acido acetico, formando la sua base coniugata, lo acetate acetato, CH3COO−., L’aggiunta di uno ion H+ a una molecola di ammoniaca del solvente crea il suo acido coniugato, lo ammonium ammonio, NH +

Il modello di Brønsted–Lowry chiama sostanze contenenti idrogeno (come HCl) acidi. Pertanto, alcune sostanze, che molti chimici consideravano acidi, come SO3 o BCl3, sono escluse da questa classificazione a causa della mancanza di idrogeno. Gilbert N., Lewis scrisse nel 1938, ” Limitare il gruppo di acidi a quelle sostanze che contengono idrogeno interferisce seriamente con la comprensione sistematica della chimica come la restrizione del termine agente ossidante alle sostanze contenenti ossigeno.”Inoltre, KOH e KNH2 non sono considerati basi di Brønsted, ma piuttosto sali contenenti le basi OH− e NH−

Definizione di Lewis

Il fabbisogno di idrogeno di Arrhenius e Brønsted-Lowry è stato rimosso dalla definizione di Lewis delle reazioni acido–base, ideata da Gilbert N., Lewis nel 1923, nello stesso anno di Brønsted–Lowry, ma non è stato elaborato da lui fino al 1938. Invece di definire le reazioni acido-base in termini di protoni o altre sostanze legate, la definizione di Lewis definisce una base (indicata come base di Lewis) come un composto che può donare una coppia di elettroni e un acido (un acido di Lewis) come un composto che può ricevere questa coppia di elettroni.

Ad esempio, trifluoruro di boro, BF3 è un tipico acido di Lewis. Può accettare una coppia di elettroni in quanto ha un posto vacante nel suo ottetto. Lo fluor fluoruro ha un ottetto completo e può donare una coppia di elettroni., Quindi

BF3 + F – → BF-
4

è un tipico acido di Lewis, reazione di base di Lewis. Tutti i composti del gruppo 13 elementi con formula AX3 possono comportarsi come acidi di Lewis. Allo stesso modo, i composti di elementi del gruppo 15 con formula DY3, come ammine, NR3 e fosfine, PR3, possono comportarsi come basi di Lewis. Gli addotti tra di loro hanno la formula X3A←DY3 con un legame covalente dativo, mostrato simbolicamente come ←, tra gli atomi A (accettore) e D (donatore). Composti del gruppo 16 con formula DX2 possono anche agire come basi di Lewis; in questo modo, un composto come un etere, R2O, o un tioetere, R2S, può agire come una base di Lewis., La definizione di Lewis non si limita a questi esempi. Ad esempio, il monossido di carbonio agisce come una base di Lewis quando forma un addotto con trifluoruro di boro, di formula F3B←CO.

Addotti che coinvolgono ioni metallici sono indicati come composti di coordinazione; ogni ligando dona una coppia di elettroni allo ion metallico., La reazione

+ + 2NH3 → + + 4H2O

può essere vista come una reazione acido–base in cui una base più forte (ammoniaca) sostituisce una più debole (acqua)

Le definizioni di Lewis e Brønsted–Lowry sono coerenti tra loro poiché la reazione

H + + OH− ⇌ H2O

è una reazione acido–base in entrambe le teorie.

Definizione del sistema solventemodifica

Uno dei limiti della definizione Arrhenius è la sua dipendenza da soluzioni acquose. Edward Curtis Franklin ha studiato le reazioni acido-base nell’ammoniaca liquida nel 1905 e ha sottolineato le somiglianze con la teoria di Arrhenius a base d’acqua. Albert F.,O. Germann, lavorando con il fosgene liquido, COCl
2, formulò la teoria basata sui solventi nel 1925, generalizzando così la definizione di Arrhenius per coprire i solventi aprotici.

Germann ha sottolineato che in molte soluzioni, ci sono ioni in equilibrio con le molecole di solvente neutro:

• ioni solvonio: un nome generico per ioni positivi. (Il termine solvonio ha sostituito il vecchio termine ioni lyonium: ioni positivi formati dalla protonazione di molecole di solvente.)
• ioni solvati: un nome generico per gli ioni negativi., (Il termine solvato ha sostituito il vecchio termine ioni liati: ioni negativi formati dalla deprotonazione di molecole di solvente.,nd ammonium and amide, respectively: 2 H
  2O ⇌ H
  3O+
  + OH−
  2 NH
  3 ⇌ NH+
  4 + NH−
  2

  Some aprotic systems also undergo such dissociation, such as dinitrogen tetroxide into nitrosonium and nitrate, antimony trichloride into dichloroantimonium and tetrachloroantimonate, and phosgene into chlorocarboxonium and chloride:

  N
  2O
  4 ⇌ NO+
  + NO−
  3 2 SbCl
  3 ⇌ SbCl+
  2 + SbCl−
  4 COCl
  2 ⇌ COCl+
  + Cl−

  A solute that causes an increase in the concentration of the solvonium ions and a decrease in the concentration of solvate ions is defined as an acid., Un soluto che provoca un aumento della concentrazione degli ioni solvato e una diminuzione della concentrazione degli ioni solvonio è definito come base., definizione, nel descrivere le reazioni in aprotico solventi; per esempio, nel liquido N
  2
  4.

  + → +

  Perché il solvente definizione del sistema dipende dal soluto nonché il solvente stesso, un particolare soluto può essere un acido o di una base a seconda della scelta del solvente: HClO
  4 è un acido forte in acqua, con un debole acido acetico è un acido e di una base debole in fluorosulfonic acido; questa caratteristica della teoria è stato visto come sia un punto di forza e di debolezza, perché alcune sostanze (come in MODO
  3 e NH
  3) sono stati visti per essere acide o basiche nella loro propria destra., D’altra parte, la teoria del sistema solvente è stata criticata come troppo generale per essere utile. Inoltre, si è pensato che ci sia qualcosa di intrinsecamente acido nei composti dell’idrogeno, una proprietà non condivisa dai sali di solvonio non idrogenici.

  Lux–Flood definitionEdit

  Questa teoria acido–base era una rinascita della teoria dell’ossigeno degli acidi e delle basi, proposta dal chimico tedesco Hermann Lux nel 1939, ulteriormente migliorata da Håkon Flood circa 1947 ed è ancora utilizzata nella moderna geochimica ed elettrochimica dei sali fusi., Questa definizione descrive un acido come un accettore di ioni di ossido (O2−
  ) e una base come donatore di ioni di ossido. Ad esempio:

  + → MgCO
  3 + → CaSiO
  3 + → NO+
  2 + 2 SO2−
  4

  Questa teoria è utile anche nella sistematizzazione delle reazioni dei composti dei gas nobili, in particolare degli ossidi di xeno, dei fluoruri e degli ossofluoruri.

  Definizione di Usanovichmodifica

  Mikhail Usanovich sviluppò una teoria generale che non limita l’acidità ai composti contenenti idrogeno, ma il suo approccio, pubblicato nel 1938, era ancora più generale della teoria di Lewis., La teoria di Usanovich può essere riassunta come definire un acido come tutto ciò che accetta specie negative o dona quelle positive, e una base come il contrario. Questo ha definito il concetto di redox (ossido-riduzione) come un caso speciale di reazioni acido–base

  Alcuni esempi di Usanovich reazioni acido–base sono:

  + → 2 Na+
  + SO2−
  4 (specie scambiati: O2−
  anione) + → 6 NH+
  4 + 2 SbS3−
  4 (specie scambiati: 3 S2−
  anioni) + → 2Na+
  + 2Cl−
  (specie scambiati: 2 elettroni)