Le proprietà di sostanze acide e sostanze basiche sono per la prima volta descritte nel 1660 da Robert Boyle, successivamente nel 1787 Antoine-Laurent de Lavoisier ipotizza la composizione degli acidi (sali binari dell’ossigeno). Nel 1811 Humphry Davy dimostra che, contrastando la tesi di Lavoisier, l’elemento sempre presente negli acidi è l’idrogeno; solo nel 1887 con Svante August Arrhenius si arriva alla prima teoria su acidi e basi.
VISIONE DI BOYLE
Per Boyle una sostanza è acida quando presenta un sapore aspro, corrode i metalli e colora di rosso la cartina tornasole. Mentre una sostanza è basica quando presenta un sapore amaro, neutralizza gli acidi e colora di blu la cartina tornasole.
TEORIA DI ARRHENIUS
Per Arrhenius una sostanza è acida quando, disciolta in acqua, libera ioni H+. Mentre una sostanza è basica quando, disciolta in acqua, libera ioni OH-.
La teoria di Arrhenius, anche se vincolata dalla presenza di acqua, permette di definire gli acidi e le basi più comuni. Osservando però la soluzione di un acido di Arrhenius si può notare che gli ioni H+ non si trovano liberi, ma bensì si legano a molecole d’acqua formando lo ione idronio (H3O+), questo è causato dalla totale assenza di elettroni da parte dello ione H+ e dalla disponibilità di un doppietto libero dell’ossigeno che compone l’acqua (si forma un legame dativo in cui l’ossigeno è il donatore e lo ione H+ è l’accettore).
Nel 1922 Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry formulano una definizione di acido e base che supera quella di Arrhenius perché elimina il vincolo della dissociazione in acqua.
TEORIA DI BRØNSTED E LOWRY
Per Brønsted e Lowry una sostanza è acida quando dona ioni H+. Mentre una sostanza è basica quando accetta ioni H+.
Nella teoria di Brønsted e Lowry lo ione H+ è anche chiamato protone, in quanto presenta un elettrone in meno rispetto all’idrogeno atomico e siccome quest’ultimo ne presenta solo uno, lo ione è totalmente privo di cariche negative: avendo solo una carica positiva prende il nome della particella subatomica che ne presenta una, il protone.
Superando il limite della dissociazione in acqua la teoria di Brønsted e Lowry permette di definire la basicità di composti che non possono liberare ioni OH- (in quanto, molto spesso, non presentano l’ossigeno nella loro formula), come per la ammoniaca (NH3) che non presenta l’ossigeno nella sua formula, ma attrae a sé protoni (è una base).
Per questa teoria una base si definisce tale quando reagisce con un acido, e viceversa, pertanto lo è quando si verifica una reazione acido-base, in cui la base si comporta da accettore (accetta protoni) e l’acido da donatore (libera protoni). Nelle reazioni acido-base i due composti reagiscono tra di loro formando un altro acido e un’altra base. Quando si raggiunge l’equilibrio della reazione l’acido si trasforma in una base, detta base coniugata, e la base diventa un acido, detto acido coniugato.
Si può osservare che esistono sostanze in grado di comportarsi sia da base che da acido, come l’acqua, perché in grado di accettare e di liberare protoni; queste specie chimiche si dicono anfiprotiche. Infatti l’acqua è in grado di accettare un protone se fatta reagire con un acido (si comporta da base), ma anche di liberare un protone se fatta reagire con una base (si comporta da acido).
Nel 1923 Gilbert Newton Lewis formula una teoria che estende ancora di più la definizione di acidi e basi, superando il limite dello scambio di protoni.
TEORIA DI LEWIS
Per Lewis una sostanza è acida quando accetta un doppietto di elettroni. Mentre una sostanza è basica quando libera un doppietto elettronico. Questa teoria permette di spiegare la formazione di composti di cui i reagenti non possono donare o accettare protoni, ma presentano doppietti elettronici liberi che permettono la formazione di legami dativi.
