Le 7 caratteristiche degli acidi più importanti

Alcuni dei caratteristiche degli acidi più importanti sono le sue proprietà fisiche, la sua forza e la sua capacità di neutralizzare le basi, tra le altre cose.

Gli acidi sono sostanze chimiche con la capacità di donare uno ione idronio (H₃O⁺), o come un protone viene comunemente chiamato (H⁺), in un mezzo acquoso, o in grado di formare legami con ioni idrossido, o qualsiasi sostanza in grado di accettare una coppia di elettroni.

Spesso hanno la formula generale di H-A dove H è il protone e "A" è il termine generico associato alla parte dell'acido non protonico.

Originariamente, i nostri concetti di acidità provenivano dagli antichi greci che definivano sostanze di "gusto amaro" come oxein, che mutò nella parola latina per aceto, acetum, che più tardi divenne "acido".

Queste sostanze non solo avevano un sapore amaro ma avevano anche la proprietà di cambiare il colore della cartina di tornasole.

La strutturazione teorica degli acidi iniziò quando il chimico francese Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) rivolse la sua attenzione alla classificazione degli acidi e delle basi. La sua idea era che tutti gli acidi contenessero più o meno una particolare "essenza" che era responsabile della loro acidità e non erano in modo univoco differente.

Sfortunatamente, Lavoisier pensò erroneamente che la sostanza oxein-genica era, come lo chiamava, l'atomo di ossigeno. Nei primi anni del XIX secolo, il chimico inglese Humphry Davy (1778-1829) ha dimostrato che l'ossigeno non poteva essere responsabile per l'acidità, perché ci sono stati numerosi acidi contenenti ossigeno (LESNEY, 2003).

Fu decenni dopo che l'idea di acidità associata alla presenza di idrogeno fu proposta da Justus von Liebig (1803-1873). Chiarezza è stata portata al campo quando, nel 1890, Svante Arrhenius (1859-1927) definito acidi come "sostanze che forniscono cationi idrogeno alla soluzione" (Encyclopaedia Britannica, 1998).

Principali caratteristiche degli acidi

1- Proprietà fisiche

Gli acidi hanno un sapore, vale la ridondanza, l'acido e il loro odore brucia spesso le narici.

Sono liquidi appiccicosi o oleosi consistenza e avere la capacità di cambiare il colore della cartina di tornasole e metilarancio al rosso (Proprietà di acidi e basi, S.F.).

2- Capacità di generare protoni

Nel 1923, il chimico danese Johannes Brønsted Nicolaus e il chimico inglese Thomas Martin Lowry, ha introdotto la teoria di Brønsted e Lowry affermando che qualsiasi composto che può trasferire un protone a qualsiasi altro composto è un acido (Encyclopædia Britannica, 1998). Ad esempio nel caso dell'acido cloridrico:

HCl → H⁺ + Cl^-

La teoria di Brønsted e Lowry non spiegava il comportamento acido di certe sostanze. Nel 1923 il chimico americano Gilbert Lewis introduce la sua teoria, in cui un acido è considerato come qualsiasi composto che, in una reazione chimica, è in grado di aderire ad una coppia di elettroni non condivisi su un'altra molecola (Encyclopaedia Britannica, 1998) .

In questo modo, ioni come Cu²⁺, la fede²⁺ e la fede³⁺ hanno la capacità di unire coppie di elettroni liberi, ad esempio dall'acqua per produrre protoni nel modo seguente:

Cu²⁺ + 2H₂O → Cu (OH)₂ + 2H⁺

3- Forza di un acido

Gli acidi sono classificati come acidi forti e acidi deboli. La forza di un acido è associata alla sua costante di equilibrio, quindi per il caso degli acidi, dette costanti sono chiamate costanti di acidità Ka.

Pertanto, gli acidi forti hanno una grande acidità costante, quindi tendono a dissociarsi completamente. Esempi di questi acidi sono acido solforico, acido cloridrico e acido nitrico, le cui costanti di acido sono così grandi da non poter essere misurate in acqua.

D'altra parte, un acido debole è uno la cui costante di dissociazione è bassa, quindi è in equilibrio chimico. Esempi di questi acidi sono acido acetico e acido lattico e acido nitroso le cui costanti di acidità sono dell'ordine di 10.^-4. La figura 1 mostra le diverse costanti di acido per diversi acidi.

4- pH inferiore a 7

La scala del pH misura il livello di alcalinità o acidità di una soluzione. La scala varia da zero a 14. Un pH inferiore a 7 è acido. Un pH superiore a 7 è di base. Il punto medio 7 rappresenta un pH neutro. Una soluzione neutra non è né acida né alcalina.

La scala del pH è ottenuta in base alla concentrazione di H⁺ nella soluzione ed è inversamente proporzionale ad essa. Gli acidi, aumentando la concentrazione di protoni, abbassano il pH di una soluzione.

5- Capacità di neutralizzare le basi

Arrhenius, nella sua teoria, propone che gli acidi, essendo in grado di generare protoni, reagiscano con gli ossidrili delle basi per formare sale e acqua nel modo seguente:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

Questa reazione è chiamata neutralizzazione ed è la base della tecnica analitica chiamata titolazione (Bruce Mahan, 1990).

6- Capacità dell'ossido di riduzione

Data la sua capacità di produrre specie cariche, gli acidi sono usati come mezzo per il trasferimento di elettroni nelle reazioni redox.

Gli acidi hanno anche la tendenza ad essere ridotti poiché hanno la capacità di accettare elettroni liberi. Gli acidi contengono ioni H⁺. Tendono a prendere gli elettroni e a formare gas idrogeno.

2H⁺ + 2e^- → H₂

I metalli non hanno uno stretto controllo sui loro elettroni. Li abbandonano senza molta fatica e formano ioni metallici.

Fede → Fede²⁺+ 2e^-

Quindi quando metti un chiodo di ferro in un acido, gli ioni H ⁺ afferrano gli elettroni dal ferro. Il ferro si trasforma in ioni Fe solubili^{2 +}e il solido metallo scompare gradualmente. La reazione è:

Fe + 2H⁺ → fede²⁺+ H₂

Questo è noto come corrosione acida. Gli acidi non solo corrodono i metalli sciogliendoli, ma reagiscono anche con composti organici come quelli che compongono la membrana cellulare.

Questa reazione è solitamente esotermica, che provoca gravi ustioni a contatto con la pelle, quindi questo tipo di sostanza deve essere maneggiato con cura. La figura 3 è il codice di sicurezza quando una sostanza è corrosiva.

7- Catalisi acida

L'accelerazione di una reazione chimica mediante l'aggiunta di un acido è nota come catalisi acida. Detto acido non viene consumato nella reazione.

La reazione catalitica può essere specifico per l'acido, come nel caso della decomposizione del saccarosio in glucosio e fruttosio o di acido solforico può essere qualsiasi acido in generale.

Il meccanismo delle reazioni catalizzate da acidi e basi spiegato in termini del concetto di acidi e basi Brønsted-Lowry come quello in cui v'è un trasferimento iniziale di protoni di un catalizzatore acido al reagente (Encyclopaedia Britannica, 1998).

In generale, le reazioni in cui un elettrofilo è coinvolto sono catalizzate in un mezzo acido, aggiunte o sostituzioni elettrofile.

Esempi di acido catalisi nitrazione del benzene in presenza di acido solforico (figura 4a), l'idratazione di etilene per produrre etanolo (figura 4b), reazioni di esterificazione (figura 4c) e idrolisi dell'estere (4d) (Clark, 2013 ).

riferimenti

1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Corso universitario di chimica quarta edizione. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A.
2. Clark, J. (2013, 20 dicembre). Esempi di catalisi acida nella chimica organica. Estratto da chem.libretexts.org.
3. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 luglio). Catalisi acido-base. Recupero da britannica.com.
4. Encyclopædia Britannica. (1998, 21 dicembre). Teoria di Arrhenius. Recupero da britannica.com.
5. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 luglio). Teoria di Brønsted-Lowry. Recupero da britannica.com.
6. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 luglio). Teoria di Lewis. Recupero da britannica.com.
7. LESNEY, M. S. (2003, marzo). Chemistry Chronicles Una storia di base dell'acido: da Aristotele ad Arnold. Estratto da pubs.acs.org.
8. Proprietà di acidi e basi. (S.F.). Estratto da sciencegeek.net.