àcido (sostantivo)

Lessico

sm. [sec. XVII; dal latino acídus].

1) Composto chimico capace di liberare ioni idrogeno in soluzione acquosa o di formare un sale combinandosi con una base.

2) Nel gergo giovanile (sul modello dell'inglese acid), abbreviazione di acido lisergico usata per indicare la droga allucinogena comunemente designata con la sigla LSD: è già passato all'acido; con l'acido sarebbe meglio non provarci più.

Chimica: le prime classificazioni

Fino ai primi decenni del secolo scorso si chiamavano acidi genericamente tutti quei composti chimici che presentavano un sapore di tipo “acido”, che erano capaci di attaccare molti metalli, come per esempio il ferro o lo zinco, svolgendo idrogeno gassoso, e che impartivano una medesima colorazione ad alcuni coloranti naturali, per esempio una colorazione rossa alla cosiddetta tintura di tornasole. In modo altrettanto generico si definivano basi le sostanze capaci di “neutralizzare” gli acidi, annullandone le proprietà e gli effetti caratteristici, riportando cioè, per esempio, all'originario colore blu violaceo la tintura di tornasole arrossata dagli acidi. Successivamente, il nome di acido assumeva un significato più preciso e ancora oggi valido in un gran numero di casi: si definivano cioè acidi i composti chimici la cui molecola contiene uno o più atomi di idrogeno capaci di essere sostituiti da atomi di metalli secondo le regole di valenza, originando composti denominati sali e che a loro volta hanno in comune una serie di proprietà caratteristiche. Così, dall'acido cloridrico, HCl, per sostituzione dell'atomo di idrogeno con uno del metallo sodio, deriva il sale cloruro di sodio, NaCl, dall'acido solforico, H₂SO₄, deriva allo stesso modo il sale solfato di sodio, Na₂SO₄, ecc.

Chimica: la teoria di Arrhenius

Tale definizione degli acidi rimaneva quella più valida fino a che, dal 1887, la teoria della dissociazione elettrolitica di Arrhenius non forniva un criterio di classificazione più ampio e insieme più esatto. Secondo questa teoria, gli acidi devono considerarsi elettroliti la cui molecola in soluzione acquosa si dissocia in misura diversa a seconda della loro natura, della concentrazione della soluzione e della temperatura, liberando uno o più ioni idrogeno o idrogenioni, H⁺, ossia atomi di idrogeno con una carica positiva: accanto agli idrogenioni si liberano gli anioni dell'acido, costituiti dalla rimanente parte della molecola dell'acido con tante cariche negative quanti sono gli idrogenioni formatisi dalla stessa molecola. In tale modo, la molecola dell'acido cloridrico si dissocia in un idrogenione e in un anione Cl^-, quella dell'acido solforico in due idrogenioni e un anione con due cariche negative SO₄^--. Nella teoria di Arrhenius la dissociazione degli acidi viene considerata come una vera e propria reazione chimica di equilibrio che, indicando genericamente con A^- l'anione dell'acido e con AH la sua molecola non dissociata, è rappresentata dall'equazione

Gli acidi possono allora definirsi come le sostanze che, sciolte in acqua, hanno la proprietà di liberare ioni idrogeno. In maniera simile, le basi sono composti che in acqua liberano ioni ossidrile. Le proprietà comuni delle soluzioni acquose di acidi (per esempio sapore acido) sono dovute agli ioni idrogeno; quelle delle soluzioni acquose delle basi (per esempio sapore amaro) agli ioni ossidrile OH^-. Una soluzione sarà acida se la concentrazione degli ioni H⁺ è maggiore di quella degli OH^- (pH<7). Viceversa (pH>7) sarà basica, mentre per concentrazioni eguali di H⁺ ed OH^- sarà neutra (pH=7). Il numero di atomi di idrogeno capaci di liberarsi sotto forma di idrogenioni da una molecola dell'acido è uguale a quello degli atomi di idrogeno che nella stessa molecola possono venir sostituiti dai metalli nella formazione dei sali e definisce la cosiddetta basicità o valenza dell'acido; così, l'acido cloridrico, la cui molecola contiene un solo atomo di idrogeno capace di liberarsi come idrogenione e di venir sostituito dai metalli, si dice acido monobasico o monovalente, mentre l'acido solforico, H₂SO₄, per le ragioni prima esposte, si dice acido bibasico o bivalente. Nella maggior parte dei casi tutti gli atomi di idrogeno contenuti nella molecola dell'acido sono ionizzabili sotto forma di ioni H⁺, ossia il loro numero coincide con la basicità dell'acido; altre volte, non tutti gli atomi di idrogeno dell'acido sono ionizzabili e sostituibili dai metalli formando sali, come per esempio H₃PO₂, che è un acido monobasico perché solo uno dei suoi tre atomi di idrogeno può liberarsi come ione H⁺, accanto a un anione H₂PO₂^-, e venir sostituito dai metalli formando sali, come per esempio, NaH₂PO₂. Il medesimo comportamento si verifica per i tipici acidi organici, e cioè per gli acidi carbossilici: così per esempio nell'acido acetico, CH₃COOH, solo l'atomo di idrogeno del gruppo –COOH è ionizzabile e sostituibile dai metalli. Come si è prima accennato, la dissociazione degli acidi in idrogenioni e anioni ha luogo solo parzialmente: l'entità della dissociazione e quindi l'entità delle proprietà acide sono caratterizzate, per ogni temperatura, dalla costante di dissociazione. La dissociazione degli acidi, a parità di concentrazione, cresce con la costante. Si passa così da acidi totalmente dissociati, detti forti o fortissimi (per esempio HCl), via via ad acidi sempre meno forti, deboli, debolissimi, praticamente indissociati (per esempio H₃BO₃). La teoria di Arrhenius che interpreta in maniera accettabile il comportamento degli acidi e delle basi in soluzione acquosa (equilibri di dissociazione, reazioni di neutralizzazione, proprietà acide e basiche) resta lontana da una definizione del concetto di acido e base che possa spiegare le proprietà acide (o basiche) dei numerosissimi composti della chimica e delle loro soluzioni nei solventi più vari. Per esempio l'acido cloridrico (HCl), l'ammoniaca (NH₃), sciolti in benzene (C₆H₆) sono indissociati. Nell'ambito della teoria di Arrhenius, quindi, HCl ed NH₃ in benzene, non sarebbero da considerare un acido e una base rispettivamente. Ciò contrasta con le proprietà di dette soluzioni. Un passo importante verso una migliore enunciazione del concetto di acido e base si ebbe, grazie a Brønsted e a Lowry, nel 1923. Nella loro teoria, un acido è una sostanza che può cedere un protone H⁺ (protogena), una base una sostanza che può accettarlo (protofila). Così la reazione tra acido cloridrico ed ammoniaca

va interpretata con la cessione di un protone H⁺ da parte di HCl (acido 1) a NH₃ (base 2) con la formazione di Cl^- (base 1) e di NH₄⁺ (acido 2). HCl e Cl^-, così come NH₃ e NH₄⁺, costituiscono, ognuno, una coppia acido-base coniugata mediante la formula:

In acqua HCl reagisce:

In acqua NH₃ reagisce:

Ancora, in acqua, si verifica la reazione di autoprotolisi:

L'acqua è un anfolito, può cedere o accettare un protone. È un solvente anfiprotico. In un solvente come l'acido acetico, HCl reagisce:

L'ammoniaca reagisce:

Nell'acido acetico la reazione di autoprotolisi può essere indicata:

Così in acqua gli acidi aumentano la concentrazione degli ioni idrossonio (H₃O⁺) e le basi la concentrazione degli ioni OH^-. Nell'acido acetico, gli acidi aumentano la concentrazione degli ioni acetonio (CH₃COOH₂⁺) e le basi aumentano la concentrazione degli ioni acetato (CH₃COO^-). In ogni solvente S la forza di un acido dipende così dalla posizione dell'equilibrio

Pertanto la forza di un acido dipende dalle proprietà di donatore dell'acido e di accettore del solvente. In tal modo la teoria di Brønsted e Lowry interpreta le proprietà degli acidi donatori di protoni e delle basi accettrici di H⁺ sia nei solventi protoattivi (per esempio acqua CH₃COOH), come faceva la teoria di Arrhenius, sia in qualsiasi altro solvente, anche se inerte allo scambio di protoni, aprotico (per esempio acetonitrile CH₃CN; benzene, C₆H₆).

Chimica: la definizione di Lewis

Un importante progresso verso una più generale definizione del concetto di acido e base fu dovuto, sulla scorta della teoria elettronica della valenza, a G. N. Lewis (1923). Secondo Lewis un acido è un accettore di un doppietto elettronico; una base è un donatore di un doppietto elettronico; una reazione acido-base è la condivisione di un doppietto elettronico tra un acido e una base. Così, lo ione H⁺ deve considerarsi un acido perché si combina con basi quali gli ioni OH^-, Cl^-, ecc. formando i composti H₂O, HCl, ecc. nei quali lo ione H⁺ è venuto a legarsi all'altra parte della molecola mediante una coppia di elettroni fornita dalle basi considerate; ma deve considerarsi un acido, per esempio, anche il trifluoruro di boro, BF₃, il quale non contiene atomi di idrogeno ma può legarsi nel modo descritto a uno ione F^- formando lo ione BF₄^-. L'acido cloridrico, HCl, deve a sua volta considerarsi un acido, indipendentemente dalla dissociazione in ioni H⁺ e Cl^- che subisce in soluzione acquosa perché è capace per esempio di addizionare nello stesso modo una molecola della base ammoniaca, NH₃, formando il cloruro di ammonio, NH₄Cl, e così via. La teoria elettronica, mentre comprende quella di Arrhenius e di Brønsted-Lowry come casi particolari, ha d'altra parte in sé una generalità e flessibilità che le permette di interpretare gli innumerevoli aspetti delle reazioni acido-base nell'ampio range dei sistemi materiali che vanno dai solidi, ai liquidi, ai gas.

Bibliografia

Autori Vari, Enciclopedia internazionale di chimica, vol. I, Roma, 1969; L. Malatesta, Chimica generale, Milano, 1970; M. Nardelli, Chimica generale, Milano, 1970; P. Corradini, Chimica generale, Milano, 1971; A. Araneo, Chimica, Padova, 1987.