Acidi e basi sono tra gli argomenti fondamentali di chimica.
In questo articolo capirai cosa sono gli acidi e le basi, con la tabella degli acidi e delle basi più comuni, come l’ammoniaca e l’acido solforico, e le tre teorie sugli acidi e le basi.
In più, guarda la videolezione con gli esercizi su come si calcola il pH di una soluzione acquosa a cura del nostro docente di chimica.
Usa questo articolo per studiare o ripassare gli acidi e le basi e guarda il video per imparare a calcolare il pH, argomenti sempre molto richiesti alle interrogazioni e nei compiti in classe delle scuole superiori oppure durante i test di ammissione di medicina e odontoiatria, veterinaria e professioni sanitarie.
Definizione acido e base
La definizione di acido e base si è evoluta nel tempo. Infatti, tra l’‘800 e il ‘900 sono state elaborate diverse teorie per spiegare:
- che cos’è un acido e una base
- come distinguere acidi e basi
- come riconoscere acidi e basi forti e deboli
A livello empirico, cioè nella realtà che anche tu vivi e sperimenti ogni giorno, gli acidi sono identificati con sostanze corrosive, capaci di corrodere le superfici con cui vengono a contatto o irritare la pelle. Ad esempio, sono sostanze acide quelle presenti nell’aceto e nel limone. Invece, le sostanze basiche si trovano in prodotti che contengono l’ammoniaca.
Ora abbandoniamo l’osservazione empirica per scoprire le diverse teorie chimiche che hanno portato all’attuale definizione di acido e base.
Teoria di Arrhenius
In base alla definizione di acido e base fornita nella teoria di Arrhenius:
- un acido è quel composto che dissociandosi in una soluzione acquosa libera ioni idrogeno H+
- una base è quel composto che dissociandosi in una soluzione acquosa libera ioni idrossido OH–
In formule:
- in soluzione acquosa, l’acido cloridrico si dissocia in HCl → H+ + Cl–
- sempre in soluzione acquosa, la base idrossido di sodio, invece, si dissocia in NaOH → Na+ + OH–
Se entrambe le reazioni si sviluppassero nella stessa soluzione acquosa, avremmo una reazione di neutralizzazione:
H+(aq) + Cl–(aq) + Na+(aq) + OH–(aq) → Na+(aq) + Cl–(aq) + H2O
Un concetto fondamentale della teoria di Arrhenius è che:
una reazione di neutralizzazione vede combinarsi ioni idrogeno e ioni idrossido per formare acqua.
Inoltre, se l’acido si dissocia completamente è un acido forte. Mentre se il composto non si dissocia completamente, è da considerarsi debole.
Il limite della teoria di Arrhenius sta nel fatto che numerose reazioni chimiche si verificano senza solvente o in soluzioni non acquose.
Teoria di Bronsted e Lowry
Secondo la definizione di acido e base fornita dalla teoria di Bronsted e Lowry:
- l’acido è quel composto in grado di cedere ioni idrogeno H+ a una base, ossia di donare protoni;
- la base è quel composto in grado di ricevere protoni dal partner di reazione, cioè l’acido;
Quindi, ci sono almeno 4 differenze tra la teoria di Bronsted e Lowry e la teoria di Arrhenius. Infatti, la prima:
- prende in considerazione anche le reazioni che non avvengono in acqua;
- introduce il concetto di complementarità tra acido e base, perché l’acido è tale se è presente una base che si comporta da partner di reazione;
- ci sono solo coppie di acidi e basi coniugate;
- le reazioni chimiche tra acidi e base sono equilibri chimici.
Ad esempio, consideriamo la reazione tra l’ammoniaca NH3 e l’acqua H2O. L’ammoniaca si comporta come base e l’acqua come acido:
NH3 + H2O⇋ NH4+ + OH–
- NH4+ è l’acido coniugato
- OH– è la base coniugata
Infatti, l’ammoniaca si comporta come base perché riceve un protone dall’acqua. Mentre l’acqua si comporta come acido perché cede un protone.
Essendo questa reazione all’equilibrio, possiamo scrivere l’espressione per la costante di equilibrio:
Kc = NH4+ · OH– / NH3 · H2O
che trasformiamo in costante di ionizzazione della base ammoniaca:
Kb = NH4+ · OH– / NH3 = 1,8 x 10-5
Si nota subito come il termine H2O sia sparito, poiché essendo l’acqua il solvente della reazione, per convenzione è considerato con attività unitaria.
Lo stesso procedimento puoi farlo anche per gli acidi deboli e ricavarti la costante di dissociazione degli acidi.
Un acido e una base forti, hanno costanti di dissociazione tanto alti che possiamo considerarli come reazioni che vanno a compimento e non all’equilibrio.
Per l’acido cloridrico abbiamo una Ka dell’ordine di 106 e la sua reazione la possiamo scrivere così:
HCl + H2O → H3O+ + Cl–
con HCl/Cl– e H2O/H3O+ coppie coniugate.
Non ricordi cos’è l’equilibrio chimico? Leggi l’articolo con la teoria e gli esercizi sull’equilibrio chimico.
Tabella acidi e basi più comuni
| Acidi | Basi |
|---|---|
| HCl | LiOH |
| HBr | NaOH |
| HI | KOH |
| HClO4 | Mg(OH)2 |
| HNO3 | Ca(OH)2 |
| H2SO4 | Ba(OH)2 |
Teoria di Lewis
Secondo la definizione di acidi e basi di Lewis:
- un acido è quel composto in grado di ricevere un doppietto elettronico da una sostanza detta base, formando un legame covalente coordinato;
- una base è quel composto in grado di donare un doppietto elettronico a una sostanza detta acido.
La teoria di Lewis è simile a quella di Bronsted e Lowry. La differenza è che:
- si basa sul trasferimento di coppie di elettroni
- è l’acido a ricevere il doppietto elettronico
- la reazione di neutralizzazione avviene attraverso la formazione di un legame covalente coordinato tra la base e l’acido.
Gli acidi di Lewis sono anche detti elettrofili, come l’acqua. Le basi di Lewis sono anche dette nucleofili, come l’ammoniaca.
Ad esempio:
NH3 + H+ → NH4+
Quindi, con la teoria di Lewis la definizione di acido e base si amplia e arriva ad includere anche quelle molecole con un orbitale senza elettroni che sono acide perché possono accettare la coppia di elettroni ceduta da una base.
Per gli esercizi sul calcolo del pH, pH soluzione acido forte e pH soluzione base forte, guarda la videolezione del nostro docente di chimica e preparati al meglio ai compiti in classe o ai test di ammissione.
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