1. Il concetto di elettrolita e la dissociazione in acqua
Verso la fine del XIX secolo (nel 1887), il chimico svedese Svante Arrhenius formulò la prima teoria scientifica in grado di spiegare il comportamento delle soluzioni acide e basiche. Per comprendere la sua teoria, bisogna partire dal concetto di elettrolita: un composto che, quando viene sciolto in acqua, si dissocia in ioni liberi, rendendo la soluzione capace di condurre la corrente elettrica.
Arrhenius intuì che le proprietà caratteristiche degli acidi e delle basi non dipendono dalla molecola intera, ma dalla natura degli ioni che queste sostanze rilasciano specificamente quando vengono a contatto con l'acqua.
2. Gli Acidi secondo Arrhenius
Secondo la definizione di Arrhenius, un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, rilascia ioni idrogeno ($H^+$).
In termini generali, se consideriamo un acido generico HX, la sua ionizzazione in acqua può essere descritta come:
È proprio la presenza dello ione $H^+$ libero in soluzione acquosa a conferire ai cibi il tipico sapore aspro, la capacità di colorare di rosso la cartina tornasole e la proprietà di reagire con i metalli per sviluppare gas idrogeno.
3. Le Basi secondo Arrhenius
Una base (o sostanza alcalina), secondo Arrhenius, è una sostanza che, sciolta in acqua, rilascia ioni ossidrile ($\text{OH}^-$) (detti anche ioni idrossido).
Generalmente, le basi di Arrhenius sono composti ionici contenenti il gruppo idrossido ($-\text{OH}$). La loro dissociazione in acqua avviene secondo lo schema:
Le soluzioni basiche si riconoscono sperimentalmente per il sapore amaro, la consistenza saponosa al tatto e la capacità di virare il colore della fenolftaleina in fucsia brillante.
4. La reazione di Neutralizzazione
Un grande successo della teoria di Arrhenius fu la spiegazione del processo di neutralizzazione: cosa accade quando si mescolano una soluzione acida e una soluzione basica?
Gli ioni idrogeno ($H^+$) liberati dall'acido si combinano con gli ioni ossidrile ($\text{OH}^-$) liberati dalla base per formare molecole di acqua neutra ($\text{H}_2\text{O}$), mentre i restanti ioni formano un sale disciolto.
| Categoria | Definizione (Arrhenius) | Ione caratteristico rilasciato | Esempio tipico |
|---|---|---|---|
| Acido | Sostanza che rilascia ioni in acqua | Ione idrogeno ($\text{H}^+$) | $\text{HCl}$ (Acido cloridrico) |
| Base | Sostanza che rilascia ioni in acqua | Ione ossidrile ($\text{OH}^-$) | $\text{NaOH}$ (Idrossido di sodio) |
5. Limiti della teoria di Arrhenius
Nonostante la sua straordinaria importanza storica e didattica, la teoria di Arrhenius presenta alcuni limiti evidenti che ne limitano la validità universale:
- Vincolo del solvente: La teoria è applicabile unicamente alle soluzioni acquose. Non spiega il comportamento acido o basico in solventi diversi o allo stato gassoso.
- Natura dello ione $H^+$: Lo ione idrogeno ($\text{H}^+$), essendo un semplice protone privo di elettroni, è estremamente piccolo e reattivo; in acqua non può esistere isolato, ma si lega immediatamente a una molecola d'acqua formando lo ione idronio ($\text{H}_3\text{O}^+$).
- Assenza delle basi senza $-\text{OH}$: Esistono sostanze che manifestano chiaramente un comportamento basico (come l'ammoniaca, $\text{NH}_3$) pur non possedendo gruppi ossidrile ($\text{OH}^-$) nella loro formula molecolare.
🔬 Dal modello di Arrhenius a Brønsted-Lowry
Per superare i limiti riscontrati da Arrhenius, nel 1923 i chimici Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry proposero una teoria più ampia e generale, in cui gli acidi vengono definiti come donatori di protoni ($\text{H}^+$) e le basi come accettori di protoni, estendendo il concetto anche al di fuori dell'acqua e includendo molecole come l'ammoniaca.