Acidi e basi — Proprietà, pH e reazioni

Un acido dona un protone o aumenta lo ione idronio in acqua. Una base accetta un protone o aumenta lo ione idrossido in acqua. Questa è l’idea centrale alla base di pH, neutralizzazione e della maggior parte dei primi problemi su acidi e basi.

Se devi ricordare un solo criterio, usa questo: nelle condizioni indicate, la specie cede $H^+$ oppure acquista $H^+$? In acqua, la stessa idea si riflette in un pH più basso per le soluzioni acide e in un pH più alto per le soluzioni basiche.

Che cos’è un acido e che cos’è una base?

Due definizioni sono le più importanti nella chimica introduttiva.

La definizione di Arrhenius è la più semplice per la chimica in soluzione acquosa. Un acido aumenta $[H_3O^+]$ in acqua e una base aumenta $[OH^-]$ in acqua. È il modello più pratico quando la domanda riguarda il pH o una normale reazione di neutralizzazione.

La definizione di Bronsted-Lowry è più ampia. Un acido dona un protone, $H^+$, e una base accetta un protone. Questo spiega perché molte reazioni acido-base si comprendono meglio come reazioni di trasferimento di protoni.

Nessuna delle due definizioni è sbagliata. Usa il modello di Arrhenius quando il problema riguarda chiaramente soluzioni acquose e pH. Usa il modello di Bronsted-Lowry quando devi seguire quale sostanza dona il protone e quale lo accetta.

Come il pH è collegato ad acidi e basi

Nelle soluzioni acquose, il pH è una scala pratica dell’acidità e della basicità. Un pH più basso significa una concentrazione maggiore di ione idronio, quindi la soluzione è più acida. Un pH più alto significa una concentrazione minore di ione idronio, quindi la soluzione è più basica.

Per soluzioni acquose diluite vicino a $25^\circ \mathrm{C}$, la regola scolastica più comune è:

• pH inferiore a $7$: acido
• pH circa $7$: neutro
• pH superiore a $7$: basico

Questa regola vale solo in certe condizioni. Neutro non significa sempre esattamente pH $7$, e soluzioni molto concentrate possono uscire dal consueto intervallo scolastico da $0$ a $14$.

Che cosa succede in una reazione acido-base

Una reazione acido-base trasferisce un protone dall’acido alla base. In molti esempi in acqua, questo appare come una neutralizzazione.

Per un acido forte e una base forte in acqua, l’equazione ionica netta è:

$$H_3O^+ + OH^- \rightarrow 2H_2O$$

Questa equazione mostra il cambiamento essenziale. Ioni idronio e idrossido si combinano per formare acqua, quindi la soluzione diventa meno acida e meno basica di prima.

Esempio svolto: HCl che reagisce con NaOH

Supponi di mescolare $25.0 \, \mathrm{mL}$ di HCl $0.10 \, \mathrm{M}$ con $25.0 \, \mathrm{mL}$ di NaOH $0.10 \, \mathrm{M}$.

In questo contesto introduttivo, considera entrambi come elettroliti forti che producono completamente le specie acide o basiche in acqua. Le moli di ciascuno sono

$$n = MV = 0.10 \times 0.0250 = 0.00250 \, \mathrm{mol}$$

Quindi la miscela parte con moli uguali di acido e di base.

Le specie acide e basiche reagiscono in rapporto $1:1$. Poiché le quantità sono uguali, dopo la neutralizzazione non resta alcun eccesso di uno dei due. Rimangono soprattutto acqua più ioni spettatori, $Na^+$ e $Cl^-$.

In queste condizioni, la soluzione finale è approssimativamente neutra. L’idea chiave non è solo “il pH è circa $7$”. L’idea chiave è che il pH finale dipende da ciò che resta dopo il trasferimento di protoni.

Se una delle due specie fosse stata in eccesso, la soluzione finale non sarebbe stata neutra. Questa condizione conta più della sola parola “neutralizzazione”.

Errori comuni su acidi e basi

Confondere gli acidi forti con un pH basso in ogni caso

La forza di un acido e il pH sono collegati, ma non sono la stessa cosa. La forza descrive quanto completamente un acido si ionizza nelle condizioni date. Il pH dipende anche dalla concentrazione.

Supporre che ogni reazione acido-base finisca a pH 7

Questo è vero solo in casi specifici, come quantità corrispondenti di un acido forte e di una base forte nel consueto contesto introduttivo in acqua. Acidi deboli, basi deboli o quantità non uguali cambiano il risultato.

Trattare il pH come una proprietà anche fuori dall’acqua senza specificare il sistema

Il pH si usa soprattutto per sistemi acquosi. Se il contesto non è una soluzione acquosa, bisogna fare più attenzione a stabilire se il pH sia davvero il linguaggio giusto.

Pensare che le basi siano sempre sicure perché sono “meno acide”

Anche le basi possono essere molto reattive e corrosive. Acido o basico non significa innocuo o pericoloso in modo automatico.

Dove si usano le idee di acido e base

Le idee di acido e base compaiono ogni volta che devi ragionare sulla reattività in acqua, sul pH di una soluzione, sulla neutralizzazione, sulle titolazioni, sui tamponi, sulla chimica del suolo, sulla digestione, sui prodotti per la pulizia o sul controllo dei processi industriali.

Collegano anche diversi argomenti di chimica che gli studenti spesso imparano separatamente. Quando acidi, basi e trasferimento di protoni diventano un quadro unico, pH, tamponi e curve di titolazione diventano molto più facili da leggere.

Prova un caso simile

Prova una tua variante con quantità non uguali, per esempio $25.0 \, \mathrm{mL}$ di HCl $0.10 \, \mathrm{M}$ mescolati con $20.0 \, \mathrm{mL}$ di NaOH $0.10 \, \mathrm{M}$. Per prima cosa decidi quale reagente resta in eccesso, poi prevedi se la soluzione finale sarà acida o basica prima di calcolare qualsiasi altra cosa.