ACIDO-BASE

ACIDO-BASE (v. acido, I, p. 320; App. II, 1, p. 16)

I concetti di acido e di base, inizialmente definiti indipendentemente l'uno dall'altro, hanno subìto negli ultimi cinquant'anni profonde modificazioni che hanno portato prima a considerarli fra loro complementari e poi a evidenziarne l'implicazione in un numero grandissimo di fatti chimici.

Nel 1923 J. N. Brönsted, partendo dalla considerazione che il protone (H⁺) ha dimensione (r = 10^-14 cm) assai minore di quella di ogni altre specie ionica o molecolare (dell'ordine di 10^-8 cm) e che quindi il suo campo elettrico e il conseguente potere polarizzante è elevatissimo, concluse che lo ione H⁺ in soluzione non può esistere isolato e che necessariamente deve trovarsi sempre legato a una qualche altra specie chimica. Il Brönsted definì "base" una specie chimica in grado di addizionare un protone cedutogli da un'altra specie chimica che definì "acido" e, inversamente, definì "acido" una specie chimica in grado di cedere un protone a un'altra specie chimica che definì "base". Poiché il protone non esiste isolato in soluzione, un acido si manifesta tale solo in presenza di una b. (e viceversa). È perciò più corretto parlare di sistemi acido-base che non, separatamente, di acido e di base.

Così, l'equilibrio di dissociazione di un acido debole in soluzione acquosa è in realtà un equilibrio acido-base; per es., nell'equilibrio

nella reazione verso destra CH₃COOH si comporta da acido cedendo un protone alla base H₂O e nella reazione verso sinistra è l'acido H₃O⁺ (specie chimica oggi strutturalmente definita) che fornisce il protone alla base CH₃COO^-. Le coppie di specie chimiche che in un equilibrio acido-base differiscono per un protone vengono indicate come coppie acido-base coniugate; nella [1] esistono, come in tutti gli equilibri acido-base, due coppie coniugate: CH₃COOH/ CH₃COO^- e H₂O/H₃O⁺.

Nelle definizioni di Brönsted il comportamento acido o basico di una specie chimica dipende soltanto dalla natura del partner: così, per es. nella [1], CH₃COOH è un acido (rispetto alla base H₂O), ma esso può comportarsi da base, cioè accettare un protone, se in presenza di un'altra specie chimica più fortemente acida; per es.:

Se manca un adatto partner, CH₃COOH non è né un acido né una base.

Un'ulteriore generalizzazione delle definizioni di acido e di base è dovuta a G. N. Lewis (1923), che definì ("base" una specie chimica che può fornire una coppia di elettroni (lone pair) a un'altra specie che definì "acido" (e viceversa).

Nelle definizioni di Lewis il concetto di sistema acido-base s'identifica con la possibilità di formazione di un legame di coordinazione (fra una specie che dispone di un lone pair e una specie che dispone di un orbitale libero di adatta energia).

Così la reazione:

è una reazione acido-base secondo Lewis, in cui la base piridina fornisce il lone pair all'acido ossigeno. La teoria di Lewis, che estende il concetto di reazione acido-base a ogni reazione in cui si forma un legame di coordinazione, interessa vastissimi campi della chimica organica e inorganica.

Quanto è stato detto sulle moderne definizioni dei sistemi acidobase presenta evidenti analogie fra questi e i sistemi ossidante-riducente: a) l'elettrone, come il protone, non esiste libero in soluzione; b) di conseguenza non esiste un riducente (datore di elettroni), se non è presente un ossidante (accettore di elettroni); c) una stessa specie che si comporta da ossidante in una reazione di ossido-riduzione può comportarsi da riducente in un'altra; ecc.

Del resto la reazione [2], portata come esempio di reazione acidobase di Lewis, è anche una reazione di ossidoriduzione, in cui la base piridina riduce l'acido ossigeno.

Esistono definizioni di acido e di base, anche se, fino a oggi, non universalmente accettate (M. Usanovič, 1939), che classificano esplicitamente in un gruppo gli ossidanti e gli acidi (accettori) e in un altro i riducenti e le basi (datori).

Bibl.: R. P. Bell, The proton in chemistry, Londra 1959; E. J. King, Acid-base equilibria, Oxford 1965; D. P. N. Satchell e R. S. Satchell in Chemical Reviews, 1969, p. 251 (acidi e basi di Lewis); R. F. Cookson, ibid., 1974, p. 5 (costanti di acidità, con 217 citazioni bibliografiche).