Le sostanze acide sono conosciute ed utilizzate da moltissimi secoli. La più antica, e la prima per la quale è stato utilizzato il termine di origine latina “acido”, sembra essere l’acido acetico, che si ottiene dalla trasformazione del vino in aceto. Altri acidi, come l’acido solforico e l’acido nitrico, sono conosciuti fin dal tardo medioevo e sono utilizzati in un numero così elevato di processi industriali che, ancora oggi, il grado d’industrializzazione di un paese si misura anche in base alla quantità di H2SO4 prodotta. Gli acidi reagiscono coi metalli, producendo idrogeno, e con il calcare, producendo CO2, ed hanno un sapore aspro.
Anche le basi, un tempo dette alcali, sono sostanze conosciute fin dall’antichità; esse reagiscono con gli acidi, neutralizzandone le proprietà, sono untuosi al tatto ed hanno un sapore amaro. Tuttavia, fino alla seconda metà dell’800 non si era riusciti a comprendere quale relazione esistesse tra la formula di un composto e le sue proprietà acide o basiche. Nel ‘700 Lavoisier riteneva che tutti gli acidi contenessero ossigeno, tanto che, essendo stato tra gli scopritori di questo elemento, lo volle chiamare proprio ossigeno, dal greco oxsus, (acido) e ghennao (generare). Successivamente ci si accorse che i tutti gli acidi contenevano idrogeno e non ossigeno, ma non tutti i composti dell’idrogeno sono acidi.
La prima vera teoria chimica sulla natura degli acidi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese premio nobel, il quale, alla fine dell’800, mostrò che tutti gli acidi liberano in acqua ioni H+, mentre le basi liberano in acqua ioni OH-. Gli acidi binari e gli acidi ternari che già conosciamo rientrano quindi nella definizione di acido data da Arrhenius, mentre gli unici composti che rientrano nella sua definizione di base sono gli idrossidi. La teoria di Arrhenius aveva però molti limiti, primo tra tutti quello di non riuscire a spiegare il comportamento acido o basico al di fuori delle soluzioni acquose. Negli anni ’20 il danese Bronsted e l’inglese Lowry proposero una nuova interpretazione del comportamento acido e basico delle sostanze. La formulazione di tale teoria, che porta il loro nome, è la seguente: si definisce acido una sostanza capace di donare uno ione H+ ad un’altra sostanza; si definisce base una sostanza che accetta questo ione H+ da un acido. Tale teoria svincola quindi il comportamento acido – base dal mezzo acquoso, ed evidenzia come un acido possa esistere solo in presenza di una base e viceversa. Un acido isolato, o contenuto in un recipiente inerte, non può cedere ioni H+ a nessuno e quindi non può manifestare le sue proprietà; lo stesso dicasi per una base. Gli ioni H+ non possono infatti esistere da soli, ma possono solo passare da un acido ad una base, durante una reazione chimica. Difatti, se noi togliamo ad un atomo di idrogeno l’unico elettrone che possiede, ciò che rimane è solo il protone presente nel nucleo. Lo ione H+ è quindi una particella dotata di una carica positiva, ma con dimensioni ridottissime, in quanto il nucleo è circa 10.000 volte più piccolo dell’atomo nel suo insieme. La presenza di una carica elettrica su di un volume così piccolo rende lo ione estremamente instabile e reattivo. Esso cercherà pertanto di legarsi con la prima molecola che incontra.
Secondo Bronsted e Lowry può quindi avere comportamento acido solo una sostanza nella cui molecola vi sia almeno un atomo di idrogeno legato ad un altro atomo molto elettronegativo: solo così, infatti, si può avere un legame covalente polare, dalla cui rottura possono formarsi ioni H+. Viceversa possono comportarsi da basi solo quelle sostanze che abbiano almeno una coppia di elettroni non impegnata in legami: con tale coppia difatti la sostanza formerà un legame covalente dativo con lo ione H+. La teoria di Bronsted e Lowry ingloba al suo interno anche quella di Arrhenius, infatti in soluzione acquosa un acido, come ad esempio HCl, cede uno ione H+ all’acqua, che in questo caso si comporta da base, formando lo ione H3O+, secondo la reazione:
HCl +H2O Cl- + H3O+.
L’acqua, in effetti, presenta due coppie di non legame, una delle quali viene impiegata per formare un legame dativo con H+. Viceversa quando mettiamo in acqua una base, ad esempio NH3, questa acquista un elettrone dall’acqua, che in questo caso si comporta da acido, secondo la reazione:
[acidi] NH3 + H2O NH+4 + OH-.
Poiché tutte le reazioni acido – base sono riconducibili ad uno scambio di protoni, esse possono essere rappresentate dalla reazione generica
HA + B BH+ + A-.
Da un equazione si può osservare come i prodotti del passaggio dello ione H+ siano a loro volta un acido ed una base. BH+ è in realtà un acido, in quanto può cedere uno ione H+, mentre A- è una base, perché possiede una coppia di non legame con cui può legare uno ione H+. La sostanza BH+ prende quindi il nome di acido coniugato della base B, mentre la sostanza A- si dice base coniugata dell’acido HA. La nuova coppia acido – base che si forma può dare luogo alla reazione inversa finché il sistema raggiunge l’equilibrio, come viene evidenziato dalla presenza della doppia freccia nell’equazione chimica corrispondente. Alla luce di questa nuova considerazione possiamo rianalizzare anche le due reazioni con l’acqua precedentemente citate:
[acidi] [acidi] In ogni reazione acido base vi sono quindi due acidi e due basi, mentre le coppie HCl/Cl- e NH3/NH4+, costituite da due sostanze che differiscono solo per uno ione H+, si definiscono coppie coniugate acido – base.
In entrambe le reazioni è presente l’acqua, che si comporta da base alla presenza di un acido, mentre si comporta da acido alla presenza di una base; tale comportamento si definisce anfotero.
Nella trattazione successiva considereremo solamente acidi e basi in soluzione acquosa. Pur avendo presenta la teoria di Bronsted e Lowry, e le considerazioni sulla natura di H+, nelle pagine che seguono utilizzeremo i concetti di Arrhenius. Descriveremo quindi le dissociazioni degli acidi e delle basi senza contarvi l’acqua. In tal senso le soluzioni degli acidi conterranno ioni H+, mentre quelle delle basi conterranno ioni OH-.
Carattere acido e basico di un composto
Elencheremo di seguito alcune semplici considerazioni che possono aiutarci a capire, dalla sua formula chimica, quale sia il comportamento acido – base di un composto. A tale fine [acidi] consideriamo un composto generico dell’idrogeno di formula XOH. L’ossigeno è molto elettronegativo ed ha quindi una forte tendenza ad attrarre su di se sia gli elettroni del legame con X, sia quelli del legame con H.
F Se anche X è un elemento molto elettronegativo, come quelli posti in alto a destra nella tabella periodica, l’ossigeno ha difficoltà ad attirare su di se gli elettroni del legame X─O ed attirerà pertanto solo gli elettroni del legame O−H. In tal modo il legame con l’idrogeno diviene fortemente polarizzato, s’indebolisce, e facilmente si rompe a contatto con H2O o con una base; il composto è allora una acido ed in acqua darà luogo alla seguente reazione:
X−O−H X−O– + H+.
Il composto è quindi un acido. Tanto più il legame O─H è debole, perché molto polarizzato, tanto maggiore sarà la tendenza a cedere ioni H+, tanto più forte sarà il carattere acido della sostanza. Composti di questo tipo sono, ad esempio, HClO, HNO3, H2SO4 e tutti gli altri acidi ternari.
F Se viceversa X è un metallo dei primi due gruppi, oppure è un metallo di transizione, il suo valore d’elettronegatività è basso, inferiore a quello dell’idrogeno; in questo caso l’ossigeno attira gli elettroni del legame X−O più fortemente di quelli del legame O−H. Il primo legame sarà quindi più debole del secondo ed in acqua si romperà secondo la reazione:
X−O−H X+ + O−H–
In tal caso il composto è chiaramente una base. Si comportano in questo modo sostanze come NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3 e tutti gli altri idrossidi.
F Se infine X è un elemento di elettronegatività intermedia, il composto XOH è un elettrolita anfotero, si comporta cioè da base in presenza di un acido e da acido in presenza di una base. Un esempio di composti di questo tipo è proprio l’acqua, nella quale l’elemento X è appunto l’idrogeno.
Possiamo riassumere dicendo che: un generico composto X−O−H assume un comportamento acido, basico o anfotero, a seconda che l’elemento X abbia un valore d’elettronegatività alto, basso o intermedio (più precisamente maggiore, minore o uguale a quello dell’elettronegatività dell’idrogeno).
Negli acidi binari non c’è ossigeno, ma l’idrogeno è direttamente legato ad un elemento molto elettronegativo con un legame covalente polare. In presenza di una base tale legame si rompe e l’acido cede lo ione H+ alla base.