Reazioni acido-base: teoria, bilanciamento ed esempi
Le reazioni acido-base in chimica sono fra le più semplici. Prevede lo scambio di protoni, o meglio di ioni idrogeno (H+). Come tutte le reazioni occorre prestare molta attenzione a come si effettua il loro bilanciamento. Sono esempi la l’autodissociazione dell’acqua e la neutralizzazione.
Vediamo come bilanciarle tramite alcuni esempi.
Reazioni acido-base, quali sono
SI tratta di reazioni in cui non si ha alcuna variazione degli stati di ossidazione degli elementi di reagenti e prodotti. Questo invece avviene nelle reazioni redox, dove gli elementi si riducono e si ossidano. Le reazioni acido-base e le redox sono le due tipologie fondamentali in cui si classificano le reazioni chimiche.
In una definizione più approfondita si può affermare quanto segue. Si tratta delle reazioni in cui l’acido (reagente) si trasforma in una base, detta base coniugata, e la base (reagente) in un acido, detto acido coniugato. L’acido cede infatti gli ioni H+ alla base, che lo acquista diventando acido a sua volta.
Nelle acido-base quindi avviene uno scambio di atomi fra composti senza avere in parallelo uno scambio di elettroni. Come le redox però rispettano la legge di conservazione della massa. Essa enuncia che la quantità di materia è invariabile. Dunque essa si conserva durante la reazione e il bilanciamento deve essere coerente.
Le reazioni acido-base seguono anche la legge delle proporzioni costanti. Ogni composto ha una sua formula dove la proporzione fra gli elementi che lo costituiscono è fissata e costante. Questa non può variare all’interno di una reazione. Infine bisogna tenere conto anche della legge dell’invariabilità delle sostanze elementari. Ogni elemento non può essere convertito in un altro.
Come riconoscere una reazione acido-base
Le reazioni acido-base si possono riconoscere tenendo a mente i concetti che definiscono sostanze acide e basiche. Secondo la definizione data da Bronsted-Lowry un acido è una sostanza in grado di donare ioni idrogeno ad una base e la base la sostanza in grado di accettare i suddetti ioni.
Un acido quindi deve avere almeno un atomo di idrogeno da poter cedere. La base di contro deve avere almeno una coppia di elettroni non condivisi per legare gli H+. Molti degli acidi e delle basi più forti sono già noti nella cultura comune e quindi si riconoscono già alla prima occhiata.
Nel caso degli acidi conosciamo sicuramente HCl, HI, H2SO4ecc. Per le basi invece NaOH, LiOH, NH3ecc.
Lo schema di base è dunque, chiamando acido = A e base = B, la seguente. H-A + B = A- + HB+. Tanto più un acido è forte tanto più si dissocerà, spostando l’equilibrio della reazione verso destra.. Se una base è forte allo stesso modo è più protonata. Anche in questo caso l’equilibrio è spostato verso destra.
Bilanciamento: regole
- Se sono presenti idrogeno e ossigeno meglio tenere per ultimo il loro bilanciamento. Visto che avviene un passaggio di ioni idrogeno è facile sbagliare quando sono presenti questi due elementi in forma molecolare.
- Verificare di aver rispettato le tre leggi sopra citate: legge di conservazione della massa, legge dell’invariabilità degli elementi e legge delle proporzioni costanti.
- Partire dai passaggi più “scontati”. Ovvero, bilanciare per primi gli atomi che si trovano nel minor numero di composti e per cui il calcolo è più rapido. Meglio impostare la base del procedimento prima di dedicarsi al resto.
- Controllare se fra reagenti e prodotti sono presenti combinazioni che si conservano a livello degli atomi. Più correttamente possiamo chiamarli ioni poliatomici o gruppi funzionali. Nel bilanciamento delle reazioni acido-base questi gruppi possono essere considerati singole unità.
