Gli acidi e basi sono specie chimiche che controllano trasferimenti di protoni, equilibrio in soluzione, pH, neutralizzazioni, tamponi e molte reazioni organiche e inorganiche. Si descrivono con tre livelli di definizione, utili in contesti diversi.
Per Arrhenius, un acido aumenta la concentrazione di H^+ in acqua e una base aumenta la concentrazione di OH^-. In soluzione acquosa, più correttamente, il protone è solvatato e si rappresenta spesso come H_3O^+. Per Brønsted-Lowry, un acido dona protoni e una base li accetta. Per Lewis, un acido accetta una coppia elettronica e una base la dona: questa definizione è più ampia e include reazioni senza trasferimento diretto di protoni.
Equilibri acido-base
Per un acido debole:
La costante di acidità K_a misura quanto l’acido tende a dissociarsi. Più K_a è grande, più l’acido è forte; più pK_a=-\log_{10}K_a è piccolo, più l’acido è forte.
Per una base debole:
La costante K_b misura la tendenza della base ad accettare protoni dall’acqua. Acidi e basi deboli non sono completamente dissociati: la composizione della soluzione va quindi calcolata con un equilibrio chimico, non solo con la stechiometria iniziale.
Coppie coniugate
Ogni acido, cedendo un protone, genera una base coniugata; ogni base, acquistando un protone, genera un acido coniugato. Le coppie coniugate soddisfano:
oppure, in forma logaritmica a temperatura fissata:
A 25\,^\circ\text{C} vale circa pK_w=14. Questo significa che un acido molto forte ha una base coniugata molto debole, mentre una base forte ha un acido coniugato molto debole. È un errore comune immaginare che acido e base coniugata siano entrambi “forti”: in realtà si compensano.
Acidi e basi forti
Gli acidi forti più comuni nei corsi di base sono HCl, HBr, HI, HNO_3, HClO_4 e la prima dissociazione di H_2SO_4. Le basi forti tipiche sono gli idrossidi dei metalli alcalini e gli idrossidi alcalino-terrosi più solubili.
Per acidi e basi forti in soluzioni non estremamente diluite, il calcolo del pH è governato soprattutto dalla dissociazione completa e dalla stechiometria. Per esempio, un acido forte monoprotico di concentrazione analitica C fornisce in prima approssimazione:
Per basi forti si calcola spesso prima il pOH:
In soluzioni molto diluite, molto concentrate o ad alta forza ionica, però, diventano importanti attività, autoprotolisi dell’acqua e deviazioni dall’idealità.
Tamponi e titolazioni
Una soluzione tampone contiene una coppia acido-base coniugata in quantità confrontabili. Resiste alle variazioni di pH perché l’acido consuma basi aggiunte e la base coniugata consuma acidi aggiunti. Per la coppia HA/A^- si usa spesso la forma di Henderson-Hasselbalch:
Le titolazioni acido-base sfruttano una reazione di neutralizzazione controllata. Il punto di equivalenza non è sempre a pH neutro: acido forte e base forte danno pH circa 7 a 25\,^\circ\text{C}, ma un acido debole titolato con base forte dà un punto di equivalenza basico, perché rimane la base coniugata dell’acido.
Lettura operativa
Per risolvere un problema acido-base conviene prima classificare le specie: forte o debole, acido o base, monoprotica o poliprotica, coppia coniugata presente o assente. Poi si decide se basta la stechiometria, se serve un equilibrio, se c’è una zona tampone o se si è in una titolazione.
Gli errori più frequenti sono usare direttamente la concentrazione iniziale come [H^+] per un acido debole, dimenticare la relazione fra K_a e K_b della coppia coniugata, assumere pH =7 a qualunque equivalenza e scegliere un indicatore senza confrontarlo con il salto di pH.
Vedi anche: costante di acidità, costante di equilibrio, formulario di chimica generale, esercizi su acidi e basi deboli, esercizi su pH di acidi e basi forti, esercizi sulle soluzioni tampone ed esercizi sulle titolazioni acido-base.