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Acido e Base: l’evoluzione di un significato (1° parte)

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SOSTANZE CAUSTICHE E VETUSTE INQUIETUDINI

Quando le nostre mamme, o per i più giovani di noi le nonne, sarà capitato di leggere nella lista degli ingredienti sull’etichetta di un prodotto, magari di un alimento oppure di un cosmetico, “acido ascorbico”, oppure “acido benzoico” o anche semplicemente “carbonato acido di sodio”, probabilmente avranno sobbalzato e un’inquietudine nemmeno delle più leggere si sarà impadronita della loro sensazioni: “Ma come, ci danno da mangiare dell’acido?”.  Ancora più probabile è però il fatto che, a suo tempo, molti prodotti dei quali ora siamo abituati a leggere la composizione in etichetta, non godessero di questo privilegio, ed il consumatore di questo diritto legittimo a farsi inquietare.

diverse accezioni e significati per il termine "acido"

diverse accezioni e significati per il termine “acido”

Chi avesse letto con particolare attenzione la frase che ho voluto mettere in bocca all’anziana signora – sicuramente non un chimico – avrà senz’altro notato l’uso dell’articolo determinativo: “dell’acido” al posto di quell’articolo indeterminativo che oggi anche la maggior parte dei non addetti ai lavori utilizzerebbe: “un acido”.
acido cloridrico diluito (noto come acido muriatico): l'acido domestico per antonomasiaNell’immaginario popolare, ormai fortunatamente superato, L’acido era uno, una sostanza specifica: come il sale, il mercurio, lo zucchero, l’acqua e la birra (e neppure alcune queste, come il sale, a ben vedere sono sostanze necessariamente definite in modo univoco dal loro stesso nome) e ben poco importava se il venditore – ammesso che lo facesse – riportava in etichetta un’ulteriore specifica rispetto alla parola acido, ad esempio solforico, cloridrico (anticamente, ed oggi volgarmente, chiamato muriatico), forforico, nitrico…  In fondo chi più chi meno tutti questi “acidi” avevano una caratteristica ben comune fra loro, da conoscere bene e con la quale non si poteva affatto scherzare: quella di risultare altamente pericoloso, corrosivi sui materiali tanto da poter arrivare a scioglierli, sulla pelle e sugli occhi dell’uomo, tanto da poter provocare anche gravissime e dolorosissime ustioni e deturpazioni.
Visto che le sostanze con queste proprietà conosciute a livello popolare non erano davvero tante e la stragrande maggioranza di loro erano in effetti acidi (per la precisione acidi inorganici forti, preferibilmente in forma concentrata), va da sé che la parola acido è stata comunemente associata a questo tipo di effetto.  Poco importava che alcuni acidi, seppur forti e concentrati, agissero solo su taluni materiali e poco o nulla su altri, mentre acidi differenti potevano mostrare una reattività capovolta (es. si pensi all’acido cloridrico ed all’acido nitrico nei confronti dell’alluminio e del rame).
sodio idrossido, noto come soda caustica, una base fortissima con proprietà corrosive

E poco importava anche se venivano così chiamate “acidi” non soltanto talune sostanze che di fatto non soltanto non erano acidi secondo la formalità della loro nomenclatura, ma proprio da nessun punto di vista, anzi paradossalmente erano considerate dai chimici come una sorta di “anti-acido”, le cosiddette basi o álcali (con l’accento sulla prima “a”).  I casi più noti, ancora oggi erroneamente definiti “acidi” solo in virtù delle loro proprietà corrosive, o semplicemente caustiche, sono in primo luogo l’idrossido di sodio – chiamato appunto anche soda caustica – le soluzioni acquose di sodio ipoclorito – chiamato comunemente candeggina o varecchina – e le soluzioni acquose di ammoniaca.  Mi è capitato di sentire chiamare con l’appellativo di “acido” anche il perossido d’idrogeno, ovvero l’acqua ossigenata, che non è di fatto né un acido né una base, semplicemente un fortissimo ossidante, che esercita il suo potere corrosivo e caustico proprio in funzione di questa sua caratteristica.

acidi naturalmente contenuti nella frutta

Il fatto che oggi la maggior parte di noi non associa più necessariamente l’idea di acido a quella di una sostanza pericolosamente corrosiva, oltre al fatto che la gente abitualmente non muore in seguito all’ingestione di maionese contenente acido ascorbico, è il fatto che abbiamo assimilato il concetto che esistono acido ed acidi, e non tutte le sostanze che nel loro nome riportano la parola “acido” sono necessariamente corrosive o caustiche.   Le parole o le parole associate a questo termine, ad esempio “ascorbico”, “tartarico”, “citrico”, “malico” e così via hanno iniziati via via ad acquisire nel nostro immaginario un’importanza maggiore, fino a superare il significato di quell’appellativo “acido” che alla fine tende sostanzialmente a svuotarsi di un significato concreto…

 

DALL’ETIMOLOGIA DEL GUSTO

tipologia e posizione papille gustative…se non fosse altro che “acido”, in questo contesto più correttamente definito come “aspro” è anche un gusto, e per la precisione uno dei 5 gusti fondamentali (insieme al salato, al dolce, all’amaro ed all’umami) per i quali le nostre mucose linguali sono dotate di recettori specifici (vedasi articolo: “la Chimica dei Sensi… o il senso per la chimica“).
Sorge a questo punto spontaneo, prima ancora di compiere un passo avanti in direzione della definizione di acido secondo la chimica, farne uno indietro alla ricerca dei significati “ufficiali” della parola acido e dell’etimologia stessa del termine.
Secondo la versione web del Vocabolario Etimologico della Lingua Italiana di Ottorino Pianigiani, acido deriverebbe dal latino acidus, che deriverebbe a sua volta da aceo (esser acre) e questo dalla radice “ac”, la stessa dalla quale derivano anche altri termini come ad esempio acuo (rendere aguzzo) ed il vocabolo greco ake (punta), dal quale deriva anche l’attuale termine ago.
Una etimologia quindi di tutto rispetto, che affonda le sue radici addirittura nella lingua greca antica ma che, per ovvie ragioni storiche, non considera né il significato chimico, né quello legato alle proprietà corrosive o caustiche degli oggetti che godono di questo aggettivo.

etimologia della parola "acido"

Il termine acido, a bene vedere, è uno di quei pochi che godono di invarianza nel passare da sostantivo ad aggettivo, o qualità.  La stessa parola “chimico” è guarda caso un altro di questi: come sostantivo si intende il laureato in chimica che ha conseguito l’abilitazione professionale, ma più in generale l’esperto in tale disciplina, mentre come aggettivo si “dovrebbe” intendere genericamente qualcosa del tipo “relativo alla chimica”, ma in realtà l’uso di questo aggettivo è degenerato a tal punto da diventare un caso di studio, come dimostrano le seguenti pubblicazioni: “Quando la chimica diventa aggettivo“.
Ma torniamo all’acido.  L’etimologia del termine ne considera soltanto la nascita come aggettivo.  Di un limone possiamo dire che è acido, non che è “un” acido.  Per quanto l’acidità sia per noi una qualità (o un difetto) assolutamente fondamentale per classificare i sapori, e quindi anche gli alimenti, non assume un valore così totalitario da annullare tutte le altre caratteristiche del prodotto, come ad esempio la dolcezza, la consistenza ed il profumo: il limone e l’aceto, per quanto entrambe intensamente acidi, vengono percepiti ed intesi in due modi perfettamente distinti.
La stessa cosa non possiamo però dire con gli acidi minerali forti, per i quali ha iniziato storicamente solo in seguito a prendere significato l’impiego dell’espressione “acido” in funzione di sostantivo.

meccanismo della percezione del gusto acido e salato attraverso i recettoriAPPROFONDIMENTO – A livello di recettori gustativi linguali, gli ioni H+ prodotti dalla dissociazione in acqua dell’acido attraversano la membrana cellulare sotto la spinta di un gradiente nella loro concentrazione (oltre che da un gradiente elettrico), muovendosi dall’ambiente della saliva (dove essi nel caso di acidità risultano più concentrati) verso l’interno della cellula.  L’ingresso attraverso la membrana sfrutta gli stessi canali attraverso i quali può passare il sodio, accomunando almeno in parte il meccanismo di percezione del gusto aspro con quello del salato.   Gli ioni H+ dall’interno del citoplasma inibiscono la normale fuoriuscita degli ioni potassio, che quindi si accumulano al suo interno, portando ad una depolarizzazione del potenziale di membrana.    Questa depolarizzazione porta infine all’apertura dei canali di membrana specifici del calcio, con il risultato del passaggio di questo ione dagli spazi extracellulari al citoplasma.  Ed è questo l’atto scatenante della trasmissione nervosa attraverso le sinapsi.

 

 

GLI ACIDI DEI CHIMICI

A questo punto si potrebbe per lo meno immaginare che, almeno nell’ambito della chimica, il significato di acido ed il concetto medesimo di acidità siano un realtà univoca, consolidata e condivisa, ovvero che quando parlano di acidi tutti i chimici intendano esattamente la stessa cosa.
Già sulla base di questa piccola premessa avrete probabilmente già capito come le cose non stiano esattamente in questo modo, in quanto anche nell’ambito stesso della chimica il significato di acidità, e quindi la possibilità di poter applicare l’appellativo di acido ad una determinata sostanza, ha subito profondi mutamenti storici, fino a diventare qualcosa per certi versi molto diverso da quanto l’immaginazione del profano potrebbe spingersi a pensare.

Svante August Arrhenius - Premio Nobel per la chimica 1903 - Svezia 1859-1927

Svante August Arrhenius – Premio Nobel per la chimica 1903 – Svezia 1859-1927

Dopo le prime attribuzioni della parola acido in un contesto alchemico, proprio come faremo noi oggi sulla base del sapore o di proprietà esteriori della sostanza, come ad esempio il suo potere corrosivo ed ustionante, fu per primo Arrhenius a fornire una definizione chimica di acido, descrivendoli come sostanze in grado di dissociarsi in acqua, liberando ioni idrogeno con una carica positiva, detti anche idrogenioni, H+.

dissociazione di un acido in acqua

 

 

 

 

Questi H+ corrisponderebbero di fatto ad un protone libero (si ricordi infatti che l’isotopo più diffuso dell’idrogeno, detto anche prozio, non ha neutroni e l’unico elettrone è stato perso per dare la forma cationica dell’atomo), e già intuitivamente percepiamo come sia difficile immaginare protoni liberi che girano nell’acqua…  Di fatto questi entrano a far parte di altre molecole di acqua, una o in gruppo, che li stabilizzano ed alle quali impartiscono una carica positiva, ad esempio H3O+ (detto ione idronio).

Al contrario, sempre secondo Arrhenius, le basi sarebbero quelle sostanze in grado allo stesso modo di liberare in acqua ioni OH-, detti ioni ossidrile o ossidrilioni.
La “forza” di un acido è espressa in funzione della specifica tendenza da parte di quel tipo di acido di dissociarsi in acqua, liberando ioni idrogeno (o derivati) in modo proporzionale alla dissociazione stessa.

dissociazione in acqua di acidi forti e deboli

dissociazione in acqua di acidi forti e deboli

Gli acidi forti o fortissimi sono quelli che in acqua sono completamente dissociati: l’anione ed i catione (ovvero l’idrogenione) di ogni molecole di acido, in qualsiasi momento risultano slegati fra loro e liberi di muoversi all’interno della soluzione acquosa.  In una situazione di dissociazione completa di un acido concentrazione degli idrogenioni in soluzione sarà uguale a quella dell’acido inizialmente introdotto nella stessa soluzione.  Questa caratteristica è posseduta soprattutto da alcuni acidi inorganici, come ad esempio il cloridrico, il nitrico, il perclorico, il permanganico ed il solforico, ma all’interno di tutte le sostanze che oggi godono dell’appellativo di “acido” si può dire che ci troviamo di fronte a delle rarità.  Sono loro di solito gli acidi più pericolosi in funzione delle loro proprietà corrosive sui materiali, soprattutto
La “pericolosità” degli acidi, e nello specifico la loro capacità di danneggiare l’integrità di molti materiali e dei tessuti biologici dipende non soltanto dalla loro capacità di dissociarsi in modo completo, o come si suol dire “quantitativo” in acqua liberando idrogenioni, ma in molti casi anche dal loro forte potere ossidante posseduto da alcuni di essi (come nel caso dell’acido nitrico e perclorico) e/o dalla loro capacità disidratante (come nel caso dell’acido solforico quando è allo stato pressoché puro) dovuta all’elevatissima affinità di taluni di questi acidi con l’acqua, fino ad andare a “crearsela” a partire dagli ossidrili e dagli idrogenioni presenti un po’ in tutti i tessuti biologici, compresa la nostra pelle, in quanto facenti parte delle più comuni molecole organiche di origine biologica, come ad esempio gli zuccheri e le proteine (vedasi il video allegato).

A queste proprietà si può sempre aggiungere l’eventuale tossicità impartita dall’anione (la parta carica negativamente nella quale si dissocia in acqua l’acido, insieme alla liberazione dell’H+), che non dipende dal fatto che lo stesso si presenti come acido oppure come un suo sale, ovvero nel caso in cui l’idrogeno dovesse essere sostituito con un metallo.  La tossicità dell’acido cianidrico, un po’ più un po’ meno, è trasferita anche ai suoi sali, i cianuri, in quanto è una proprietà intrinseca all’anione CN- e non al fatto che questo sia presente in forma acida, e lo stesso dicasi per l’acido arsenico e per l’acido selenioso.
Tutte queste proprietà, dal forte potere ossidante a quello disidratante fino alla tossicità non sono ovviamente specifiche degli acidi: il perossido di idrogeno non è un acido e l’ipoclorito di sodio addirittura avrebbe le caratteristiche di una base, pure sono entrambe forti ossidanti, così come l’idrossido di potassio allo stato solido – base fortissima – mostra un elevato potere disidratante.

 

LA FORZA DEGLI ACIDI DEBOLI

La maggior parte degli acidi conosciuti, specie quelli che godono della denominazione di acidi solo in ambito chimico, sono invece caratterizzati dal fatto che solo in parte – talvolta in piccolissima parte – si dissociano in acqua.   Sono altresì detti acidi deboli.

equilibrio di dissociazione in acqua di un acido di Arrhenius e calcolo della Ka

equilibrio di dissociazione in acqua di un acido di Arrhenius e calcolo della Ka

Si tratta di una situazione che solitamente si esprime in termini di “equilibrio” di dissociazione, ma sarebbe più corretto ragionare in termini statistici tenendo conto che anche in una sola goccia di soluzione di acido vi sono miliardi di miliardi di molecole, alcune delle quali si dissociano, mentre la maggior parte di esse non lo fanno e permangono pertanto in forma integra, ovvero indissociata.   Ancora più correttamente, visto che le molecole in questione contenute nella stessa soluzione sono tutte uguali fra loro, non sarebbe corretto dire che alcune si dissociano sempre mentre altre non lo faranno mai, ma piuttosto prevedere che tutte le molecole hanno la stessa probabilità di dissociarsi, ma tendono a permanere in forma dissociata molto, o moltissimo di meno di quanto non tendano invece a restare in forma indissociata.
Dal punto di vista operativo, tutto questo viene descritto dai rapporti fra il numero delle molecole che ad ogni istante possiamo trovare in soluzione in forma dissociata e quello delle molecole indissociate: questo numero risulta indipendente dalla concentrazione iniziale dell’acido (perché se avessimo messo più acido nella stessa soluzione avremmo proporzionalmente sia più molecole dissociate che indissociate) e prende il nome di costante di acidità, in sigla Ka.

prodotti di largo uso contenenti acidi di forza media o debole

prodotti di largo uso contenenti acidi di forza media o debole

Dato che non risulta nella maggior parte dei casi possibile “contare” singolarmente la miriade di molecole contenute nella soluzione, si ricorre solitamente alla loro concentrazione, ricavabile a sua volta tramite analisi chimiche o chimico-fisiche.   Quella della quale necessita il calcolo della Ka non è tuttavia una comune concentrazione percentuale, bensì una concentrazione molare.   Ogni concentrazione molare risulta sempre proporzionale al numero di molecole in soluzione e la costante di proporzionalità è fissa – non dipende cioè dal tipo di molecola presa in considerazione – ed è rappresentata dal numero di Avogadro.   Una concentrazione 1M (ovvero 1 mole/litro) equivale ad un numero di Avogadro di molecole di quella sostanza in un litro di soluzione.
Tornando alla nostra Ka, più essa è grande più prevale in soluzione la forma dissociata su quella indissociata, ovvero l’acido si può dire – almeno in senso relativo – essere più forte di uno caratterizzato da una Ka inferiore. Dato che in molti casi il rapporto fra le molecole che si dissociano e quelle che non lo fanno risulta fortissimamente spostato verso queste ultime (si pensi all’acido acetico, che non è affatto uno degli acidi più deboli, dove per ogni molecola in forma dissociata in soluzione acquosa ve ne sono 176000 che sono in forma indissociata), si utilizza solitamente per esprimere questi valori la notazione esponenziale, detta anche “scientifica”, ad es. 1.76E-5 per lo stesso acido acetico, oppure 7.20E-10 per l’acido cianidrico (che per quanto argomentato risulterà per tanto più debole dell’acido acetico).

i diversi stadi di dissociazione dell'acido orto-fosforico, un acido debole triprotico

i diversi stadi di dissociazione dell’acido orto-fosforico, un acido debole triprotico

Nel caso in cui un acido disponga di più di idrogeno passibile di essere dissociato in soluzione (i cosiddetti acidi poliprotici), il fenomeno a cui si assiste in ogni caso è una graduale maggiore difficoltà (o per meglio dire una minora probabilità statistica) nella cessione degli idrogenioni successivi: tanto negli acidi inorganici come il fosforico quanto in quelli organici come ad esempio il citrico – in entrambe i casi triprotici – la cessione dissociazione del secondo idrogenione in soluzione acquosa da parte di una molecola che ha già ceduto il primo risulterà più difficile della prima dissociazione, e l’eventuale terza risulterà ancora più difficile della seconda. In sintesi: Ka1 > Ka2 > Ka3…

 

CONCENTRAZIONE, pH ED ACIDITA’ TITOLABILE

Molta confusione viene però fatta quotidianamente, al di fuori dell’ambiente chimico, fra le tre grandezze comunemente utilizzate per riferirsi alle qualità acide di un prodotto, per esempio di una soluzione acquosa.   Stiamo parlando della concentrazione, del pH e dell’acidità titolabile, abbreviata solitamente in semplice “acidità”.

La concentrazione di un singolo acido può essere trattata alla stregua della concentrazione di qualunque altra sostanza chimica, misurandola ed esprimendola in modo analogo, per esempio come concentrazione molare, molale, normale, percentuale e così via.

curva di titolazione di un acido debole diprotico con una base forte

curva di titolazione di un acido debole diprotico con una base forte

L’acidità, più correttamente definita “acidità titolabile“, è una valore direttamente connesso con la concentrazione del o degli acidi presenti in soluzione ma tiene conto anche dell’eventuale poliproticità di tali acidi, essendo infatti una valutazione della concentrazione normale delle funzioni acide presenti in soluzione, indipendentemente dal loro stato di dissociazione.   Il caso più facile da visualizzare è quello degli acidi organici nei quali il gruppo funzionale in grado di dissociarsi in soluzione acquosa liberando idrogenioni è il cosiddetto gruppo carbossilico (-COOH).   Il numero di acidi carbossilici possibili è potenzialmente infinito, e ciascuno di essi sarà caratterizzato da una diversa struttura molecolare, peso formula, gruppi funzionali, ecc, ivi compreso il numero di gruppi carbossilici sulla stessa molecola.

Tramite una titolazione con una base fortissima, di solito il sodio idrossido in soluzione acquosa 0.1N, è possibile portare quantitativamente o quasi in forma salificata queste funzioni carbossiliche: maggiore sarà il consumo di soluzione di titolante per ottenere il raggiungimento di un valore di pH prefissato – corrispondente alla salificazione di tutti i –COOH – maggiore sarà stato il numero di equivalenti di acido (ovvero di moli, moltiplicato per il numero di funzioni carbossiliche per molecola) in soluzione.
Il video precedente mostra la titolazione colorimetrica dell’acidità di una soluzione acquosa incolore (in beuta) per mezzo di una base forte posta in una buretta in vetro con rubinetto: un metodo tradizionale, ormai praticamente abbandonato a favore di sistemi digitali, magari anche automatizzati, ma che consente di “toccare con mano” il vero significato dell’espressione “acidità titolabile”.   L’indicatore utilizzato, la fenolftaleina, vira ad una colorazione fucsia dal momento che la stragrande maggioranza delle funzionalità acide sono state salificate e nella soluzione acquosa prevalgono nettamente gli ioni ossidrile.
Anche se in linea di principio sarebbe più corretto esprimere l’acidità come concentrazione normale (equivalenti/litro) dell’acido in soluzione, risulta di solito più comodo utilizzare come unità di misura semplicemente i millilitri di soluzione di idrossido di sodio 0.1N richiesti per completare la titolazione della soluzione.

striscioline reattive per la valutazione colorimetrica del pH

striscioline reattive per la valutazione colorimetrica del pH

Il pH invece non misura in sé stesso la concentrazione del o degli acidi presenti in soluzione, ma un effetto da questi impartito alla soluzione medesima, ovvero il suo arricchimento di idrogenioni H+ (o comunque delle specie protonate dell’acqua, comunque caratterizzata da una carica positiva) oppure, nel caso di soluzioni basiche, il suo arricchimento in ossidrilioni OH-.   Il punto di riferimento è quello dell’acqua in condizioni di neutralità, dove la concentrazione degli idrogenioni equivale numericamente a quella degli ossidrilioni ed a temperatura e pressione ambientali è pari a 1E-7 M.   L’acqua è una molecola i cui legami interni, a forte componente covalente, sono da ritenersi particolarmente forti e direzionati, con il risultato di una scarsissima propensione alla dissociazione, o come viene chiamata in questo caso specifico, all’autoprotolisi.
La definizione di pH, che è riassunta molto bene nella sua equazione di calcolo, lo descrive come il logaritmo in base 10 della concentrazione (molare) di idrogenioni (o di specie protonate in genere), cambiato di segno.
relazione tra pH e concentrazione di idrogenioniGià da questa definizione si intuisce una proprietà molto chiara pH: il suo valore numerico decresce all’aumentare della concentrazione degli idrogenioni, ed aumenta al diminuire della loro concentrazione. Una soluzione acquosa a pH 8 avrà molti meno H+ (o ioni idronio) di una soluzione analoga a pH 3.
scala pH e concentrazione idrogenioni ed ossidrilioniAllo stesso modo, dal momento che è l’eccesso di specie protonate a determinare le “proprietà acide” di una soluzione, si dirà che più piccolo è il valore di pH, più la soluzione è acida, mentre le soluzioni basiche saranno quelle dove la concentrazione di queste specie, ben rappresentate dallo ione H+, saranno inferiori a quelle dell’acqua pura a pressione ed a temperatura ambiente.  Queste soluzioni saranno caratterizzate da un pH >7 o, detto in altri termini, da una concentrazione di H+ inferiore a quella dello ione antagonista OH-.
L’unità di misura pH, variabile numericamente in modo continuo nel range che va grosso modo da 0 a 14, consente di condensare un range di variabilità nella concentrazione degli idrogenioni (o degli ioni ossidrile) che spazia su ben 14 ordini di grandezza.   L’espressione logaritmica in base 10 sulla quale si basa la scala di pH consente con le cifre prima della virgola di identificare a colpo d’occhio l’ordine di grandezza della concentrazione degli idrogenioni, e con i decimali di valutarne l’entità numerica più precisa.

pH, concentrazione di ioni idrogeno e di ioni ossidrile in sostanze di uso comune

pH, concentrazione di ioni idrogeno e di ioni ossidrile in sostanze di uso comune

Trattandosi di una scala logaritmica, sarebbe profondamente scorretto affermare che una soluzione a pH 2 ha una concentrazione di idrogenioni doppia rispetto ad una a pH 4: è invece corretto affermare che la prima ha due ordini di grandezza (ovvero un fattore x100) di idrogenioni in positivo rispetto alla seconda, ovvero rispettivamente [H+] 0.01M e 0.0001M.
Salvo casi di pH estremamente bassi (quindi di soluzioni estremamante acide) – che possono essere raggiunti solo da acidi molto forti, che si dissociano completamente in acqua – lo stesso valore di pH potrebbe in linea di principio essere ottenuto tramite alte concentrazioni di acidi più deboli oppure tramite concentrazioni più basse di acidi più forti. Nel caso in cui dovessero essere presenti sia acidi deboli che acidi forti nella stessa soluzione, il pH complessivo sarebbe “pilotato” da questi ultimi, in quanto gli idrogenioni liberati dallo loro dissociazione sposterebbe verso la forma indissociata l’equilibrio di dissociazione degli acidi deboli, un fenomeno questo noto anche come soppressione della dissociazione.

pHmetro da banco a due cifre decimali, con relativa sondaSpesso vi è un limite invalicabile al pH che può essere raggiunto da un acido in soluzione, ed in particolare da un acido debole, talvolta ancora più determinante che non la sua Ka: si tratta del limite di solubilità dell’acido debole in quel dato solvente (in questo caso l’acqua) a quella data temperatura. L’eccesso di acido, generalmente in forma solida, non scioglindosi più nel solvente, resta sul fondo del contenitore (o galleggia sulla superficie della soluzione), ovviamente in forma indissociata, quindi senza contribuire alla liberazione di ulteriori idrogenioni nell’acqua.
Anche la costante di dissociazione acida, la Ka, introdotta nel capitolo precedente, così come diverse altre grandezze utilizzate in chimica e caratterizzate dal fatto di poter variare su diversi ordini di grandezza, è spesso espressa e tabulata sotto forma di pKa, una grandezza cui entità numerica risulta logaritmicamente proporzionale, previo cambio di segno, alla forza dell’acido considerato.

espressione della forza di un acido debole come pKa

espressione della forza di un acido debole come pKa

Quando si prende in esame una soluzione complessa, come ad esempio una miscela fertilizzante, una bevanda, una lozione cosmetica e così via, concentrazione, pH ed acidità titolabile si riferiscono al prodotto nel suo insieme e non ai singoli acidi in esso contenuti.

 

GLI ACIDI IN CHIMICA… OLTRE ARRHENIUS

Quanto finora argomentato nel contesto chimico, corrisponde pur sempre ad una definizione di acidi riconducibile alla definizione di Arrhenius, ovvero come sostanze in grado di dissociarsi in acqua liberando ioni positivi, gli idrogenioni.
Sarà oggetto del prossimo intervento proseguire nell’esame di come il concetto di acidità si sia via evoluto, nel contesto della chimica più recente, passando prima per la definizione di Brosted-Lowry, successivamente per quella di Lewis, evidenziando una quantità di “assonanze” con il linguaggio specifico dei chimici organici che solo l’osservatore più superficiale non potrebbe aver notato.
 
[  Vai alla seconda parte:  “Acido e Base: significati ed implicazioni da Brønsted-Lowry a Lewis”  ]
 

2 risposte a Acido e Base: l’evoluzione di un significato (1° parte)

  • mira scrive:

    salve.sono quasi completamente ignorante in chimica ed entrando in questo sito mi sembra di essere penetrata in una foresta di alberi che mi sovrastano e mi rivolgo a voi per un’informazione. mi hanno detto che dovendo disinfettare una superfice verticale potrei unire all’acqua ossigenata la xantana .mi chiedo se la disattiva . grazie

  • Sergio Palazzi scrive:

    Non male la parte introduttiva.

    Resto dell’idea che aveva espresso benissimo Hawkes, “Arrhenius manda in confusione gli studenti” e andrebbe citato solo DOPO aver spiegato per bene B/L ed essersi accertati che gli studenti lo abbiano assimilato.

    L’unica ragione per parlare ancora di Arrhenius nel 2012, in effetti, è per dire “state attenti, alla maggior parte della gente acidi e basi li hanno spiegati così ed è GRAZIE A QUELLO che non ci capiscono un biip, sapete, scemenze come l’idrolisi dei sali e tutta quella roba lì che trovate sui libri di scuola… più ne state lontani, meglio vivete!”

    Ai miei pargoli mostro questi due, http://www.kemia.it/testipdf/carte%20scolastiche/acidi_e_basi_per_la_seconda_0.5.pdf e soprattutto questo, che mia figlia aveva contribuito a realizzare quando era alla fine della 5^ elementare: http://www.kemia.it/paper/tappo%20di%20bronsted%201.0.pdf

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