Chimica- Acidi e basi secondo Arrhenius

La teoria di acidi e basi secondo Arrhenius è una teoria che rivoluzionò il concetto di acido e base.

Furono definiti come sono sostanze che liberano rispettivamente ioni H+ e OH- in soluzione.
Nella vita di tutti i giorni ognuno di noi è soggetto ai concetti sugli acidi e le basi. Il problema ambientale delle piogge acide è un argomento popolare sulle pagine dei giornali o delle riviste, le televisioni citano il pH in relazione a numerosi prodotti, quali i deodoranti, gli shampoo e gli antiacidi.

Il chimico svedese Svante Arrhenius premio Nobel per la chimica nel 1903 diede per la prima volta una definizione di acido e di base. Fino ad allora gli acidi erano definiti come sostanze aspre e le basi come sostanze amare.

Alcuni aspetti del comportamento degli acidi e delle basi si possono spiegare adeguatamente con la teoria sviluppata da Svante Arrhenius come parte dei suoi studi sulla dissociazione elettrolitica. Arrhenius propose che in una soluzione acquosa un elettrolita forte esiste solo sotto forma di ioni, mentre un elettrolita debole esiste in parte come ioni e in parte come molecole.

Acidi e basi secondo Arrhenius

Quando l’acido cloridrico si solubilizza in acqua, le molecole di HCl si ionizzano completamente, dando come uno dei suoi prodotti lo ione idrogeno, H⁺.

HCl (g) → H⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Quando la base idrossido di sodio si scioglie in acqua, gli ioni Na⁺ e OH^– presenti nel solido si separano l’uno dall’altro per azione delle molecole di H₂O.

NaOH (s) → Na⁺ (aq)+ OH^– (aq)

La reazione di neutralizzazione di HCl  e NaOH si può rappresenta con l’equazione ionica

H⁺ + Cl^– + Na⁺ + OH^– → Na⁺+ Cl^– + H₂O

o, ancora meglio, con l’equazione ionica netta

H⁺ + OH^– → H₂O

La seguente equazione illustra un concetto fondamentale della teoria di Arrhenius:

Una reazione di neutralizzazione implica la combinazione di ioni di idrogeno e idrossido per formare acqua. Un altro successo è nella sua spiegazione dell’attività catalitica degli acidi in certe reazioni, nelle quali il vero catalizzatore è H⁺. Più forte è l’acido e più e completa è la sua ionizzazione in soluzione acquosa, più alta la concentrazioni di H⁺ e maggiore e la sua attività catalitica.

Limiti della teoria degli acidi e basi secondo Arrhenius

Nonostante i suoi primi successi e la sua continua utilità, la teoria di Arrhenius ha dei limiti. Uno dei più evidenti è nella sua trattazione della base debole ammoniaca, NH₃.

La teoria di Arrhenius suggerisce che tutte le basi contengono OH^–. Dove è l’ OH^– in NH₃ ?

Per aggirare questo ostacolo, i chimici cominciarono a considerare le soluzioni acquosa di  NH₃ come componenti il composto idrossido di ammonio, NH₄OH, il quale come base debole è parzialmente dissociato negli ioni NH₄⁺ e OH^–

NH₃ + H₂O → NH₄OH

NH₄OH ↔ NH₄⁺ (aq) + OH^– (aq)

Il problema di questa formulazione è che non esiste una prova convincente dell’esistenza di NH₄OH nelle soluzioni acquose. Dovremmo sempre dubitare di un’ipotesi o teoria che postula l’esistenza di sostanze ipotetiche.

La principale carenza teoria di Arrhenius è nel non riconosce il ruolo chiave del solvente nella ionizzazione di un soluto.

Seguono alcuni esempi di acidi e basi secondo Arrhenius

Acidi secondo Arrhenius :

HNO₃ = H⁺ + NO₃^–

HClO₄ = H⁺ + ClO₄^–

HF = H⁺ + F^–

Basi secondo Arrhenius :

KOH = K⁺ + OH^–

NaOH = Na⁺ + OH^–

Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2 OH^–

Solo nel 1923 la teoria di Brønsted–Lowry ampliò la teoria degli acidi e basi secondo Arrhenius che non riusciva a giustificare l’acidità o la basicità di alcune specie. Tuttavia, in seguito, fu necessario elaborare altre teorie che potessero giustificare il comportamento di alcuni composti. Si giunse alla teoria di Lewis e, successivamente, in tempi recenti a quella di Pearson