Sali, acidi, basi, pH

In chimica, le definizioni di acido e base hanno subìto diverse modifiche nel tempo, partendo da un approccio empirico e sperimentale fino alle più recenti definizioni, sempre più generali, legate al modello molecolare ad orbitali.

Nella quotidianità, il termine "acido" identifica sostanze generalmente irritanti e corrosive, capaci di intaccare i metalli e il marmo (sviluppando rispettivamente idrogeno e anidride carbonica) e di far virare al rosso una cartina al tornasole.

Esempi di sostanze acide sono l'aceto, l'acido muriatico e il succo di limone.

La forza di un acido, su una scala lineare, è misurata dal valore della costante di equilibrio della sua dissociazione, cioè dal valore della sua Ka; oppure, su scala logaritmica, dalla sua pKa.

Nell'ambito della chimica inorganica di base, per rimarcare la differenza tra le due tipologie di acidi composto inorganici (ossiacidi e idracidi) si fa spesso ricorso a schemi semplificati del tipo:

Anidride + acqua → ossiacido

Non-metallo + idrogeno → idracido

Ovvero un ossiacido si forma facendo reagire l'anidride corrispondente con acqua (ad esempio l'anidride solforica combinandosi con acqua forma acido solforico), mentre dalla reazione chimica tra un non-metallo e idrogeno si forma l'idracido corrispondente (ad esempio l'acido fluoridrico si forma dalla combinazione del fluoro con l'idrogeno).

Acido solforico carbonizza della carta

Definizioni di acido

Di seguito vengono elencate le definizioni di "acido" più diffuse, in ordine cronologico.

Definizione di acido secondo la teoria di Arrhenius

Secondo la teoria di Arrhenius, un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua produce ioni $H^{+}$. Una base è invece una sostanza che dissociandosi in acqua produce ioni $OH^{-}$.

Rientrano in questa definizione tutti i composti che identifichiamo come acidi nell'uso comune, sia per la loro azione irritante sui tessuti viventi e corrosiva sui metalli, sia per la loro capacità di far virare opportunamente sostanze indicatrici.

Sono acidi secondo Arrhenius, per esempio, acidi inorganici forti come l'acido solforico e l'acido cloridrico ed acidi deboli come l'acido acetico e l'acido citrico.

La "forza" di un acido, e con essa anche i suoi effetti corrosivi e irritanti, è misurata per il tramite della costante di dissociazione acida.

Se la dissociazione completa di una molecola di acido fornisce uno ione idrogeno, l'acido in questione è detto monoprotico (o monobasico), mentre se la sua dissociazione fornisce più ioni idrogeno si dirà poliprotico (o polibasico).

Definizione di acido secondo la teoria di Brønsted-Lowry

Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è una sostanza capace di cedere ioni $H^{+}$ ad un'altra specie chimica detta base.

La teoria di Brønsted-Lowry estende la definizione di acido a quelle sostanze di cui non è possibile o non è pratico valutare il comportamento in acqua, come de facto succede nella definizione data da Arrhenius. Introduce anche il concetto di complementarità tra acido e base, dato che l'acido non è tale se non in presenza di una controparte cui cedere il proprio ione $H^{+}$.

Secondo Brønsted e Lowry, quindi, anche composti che non presentano un carattere evidentemente acido nella quotidianità, come per esempio gli alcoli, possono avere un comportamento acido quando sono in presenza di una base sufficientemente forte. Un esempio è la reazione tra metanolo e idruro di sodio, in cui il metanolo si comporta da acido, secondo la definizione di Brønsted e Lowry, cedendo allo ione idruro (la base) uno ione $H^{+}$

$CH_{3}OH+NaH\longrightarrow CH_{3}O^{-}Na^{+}+H_{2}$

Secondo questa teoria non esistono quindi acidi e basi a sé stanti, ma solo coppie di acido e base coniugati. Una coppia acido/base coniugata è una coppia di specie chimiche che differiscono soltanto per uno ione $H^{+}$. Quando un acido cede uno ione $H^{+}$ si trasforma nella sua base coniugata; quando una base acquista uno ione $H^{+}$ si trasforma nel suo acido coniugato.

Qualunque reazione che comporta il trasferimento di uno ione $H^{+}$ da un acido a una base è una reazione acido-base secondo Brønsted e Lowry. Un acido può, in determinate circostanze, comportarsi da base e viceversa.

Definizione di acido secondo la teoria di Lewis

Secondo la cosiddetta teoria di Lewis, un acido è una sostanza capace di accettare un doppietto elettronico da un'altra specie chimica capace di donarli (detta base).

Simile alla teoria di Brønsted-Lowry, sostituisce al trasferimento dello ione $H^{+}$ il trasferimento in senso inverso di un doppietto elettronico. Secondo Lewis sono quindi acidi anche composti come il cloruro di alluminio ed il borano, che presentano nella loro struttura un orbitale vuoto capace di alloggiare un doppietto elettronico proveniente da una molecola donatrice, la base, e legarsi quindi ad essa tramite un legame dativo. Nell'esempio qui riportato, l'ammoniaca è la base ed il trifluoruro di boro è l'acido, secondo Lewis

$H_{3}N+BF_{3}\longrightarrow H_{3}N\longrightarrow BF_{3}$

Gli acidi di Lewis si comportano da reagenti elettrofili, mentre le basi di Lewis si comportano da reagenti nucleofili. La differenza tra le definizioni di "acido di Lewis" e "elettrofilo" sta nel fatto che il carattere di un acido di Lewis è legato alla termodinamica della reazione, infatti un composto si comporta tanto più da acido di Lewis quanto più tende ad attirare a sé i doppietti elettronici (in condizioni di equilibrio), mentre il carattere elettrofilo è legato alla cinetica della reazione, infatti un composto si comporta tanto più da elettrofilo quanto più velocemente attira a sé i doppietti elettronici.

Ionizzazione dell'acqua

Gli ioni si formano grazie ad uno scambio di un protone fra due molecole d'acqua seguendo lo schema di reazione $H_{2}O+H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}+OH^{-}$(chiamata autoionizzazione), può, per semplicità, essere scritta sostituendo $H_{3}O^{+}$ con $H^{+}$ e diventa $H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}$.

La costante di equilibrio di autoionizzazione $K_{w}$ (dall'inglese Water o dal tedesco Wasser) non dipende dalla concentrazione dell'acqua, che è considerabile un liquido puro, per cui diventa $K_{w}=[H^{+}]\cdot [OH^{-}]$. Essendo considerata neutra l'acqua pura, in quanto gli ioni $H^{+}$ e $OH^{-}$ sono equivalenti, generalmente si dice neutra una soluzione in cui $[H^{+}]=[OH^{-}]$. Se $H^{+}$ è maggiore di 10^-7 M la soluzione è acida, in caso sia minore allora è basica.

PH

Il pH è una scala di misura dell'acidità di una soluzione acquosa.

Il termine "pH" fu introdotto nel 1909 dal chimico danese Søren Sørensen.

Il termine p (operatore) simboleggia due operazioni matematiche da effettuare sulla concentrazione idrogenionica [$H^{+}$] o, più correttamente, sull'attività dello ione ossonio in soluzione acquosa. Le due operazioni sono: il logaritmo in base 10 della concentrazione molare espressa in moli/litro e quindi il cambio di segno del risultato (moltiplicazione per -1). Per le proprietà dei logaritmi è possibile calcolare l'inverso al pari dell'opposto. Va osservato che poiché l'argomento di un logaritmo deve essere adimensionale, deve essere sottinteso che la concentrazione molare del catione sia divisa per una concentrazione molare unitaria di riferimento (o standard), affinché il rapporto risulti adimensionale. Tale rapporto adimensionale in termodinamica ed in termochimica è definito attività.

Pertanto, si definisce in maniera rigorosa come: $pH=-\log _{10}a_{H^{+}}=\log _{10}{\frac {1}{a_{H^{+}}}}$

in cui $a_{H^{+}}$ rappresenta l'attività adimensionale dei cationi ossonio, che - a parte le unità di misura - coincide numericamente con la concentrazione molare dei medesimi in soluzioni acquose sufficientemente diluite (≤ 0,1 mol/dm³), pertanto $pH=-\log _{10}\left[H_{3}O^{+}\right]=\log _{10}{\frac {1}{\left[H_{3}O^{+}\right]}}$

Il pH solitamente assume valori compresi tra 0 (acido forte) e 14 (base forte). Al valore intermedio di 7 corrisponde la condizione di neutralità, tipica dell'acqua pura a 25 °C. In realtà il pH può assumere valori compresi tra meno e più infinito in particolari soluzioni; ad esempio una soluzione di "oleum" (acido solforico concentrato saturato con triossido di zolfo) presenta un pH di -13.

Il pH può essere misurato per via elettrica, sfruttando il potenziale creato dalla differenza di concentrazione di ioni idrogeno su due lati di una membrana di vetro (si veda piaccametro), o per via chimica, sfruttando la capacità di alcune sostanze (dette indicatori) di modificare il loro colore in funzione del pH dell'ambiente in cui si trovano. Normalmente, sono sostanze usate in soluzione, come per esempio la fenolftaleina e il blu di bromotimolo.

Molto spesso gli indicatori si usano anche supportati su strisce di carta (le cosiddette "cartine indicatrici"), le quali cambiano colore quando vengono immerse in sostanze acide o basiche. L'esempio più comune è quello delle "cartine di tornasole", di colore rosa in ambiente acido e azzurro in ambiente alcalino.

Acidi

Un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua produce ioni $H^{+}$.

Acidi forti

$K_{a}$ è la costante di ionizzazione acida. All'aumentare del suo valore l'equilibrio si sposta verso i prodotti e si generano più ioni $H^{+}$.

Gli acidi forti hanno una $K_{a}$ molto grande e si ionizzano completamente.

Essi sono la minoranza, tutti gli altri sono acidi deboli.

I principali acidi forti sono:

HClO₄

HNO₃

HCl

HBr

Hl

H₂SO₄

Acidi poliprotici

Gli acidi poliprotici sono degli acidi che possono essere ionizzabili più volte.

Basi

Una base è una sostanza che dissociandosi in acqua produce ioni $OH^{-}$.

Basi forti

Le basi forti hanno una $K_{b}$ molto grande ed è tanto più forte quanto più grande è la sua tendenza ad accettare i protoni dall'acqua.

Le principali basi forti sono:

• Idrossido di sodio: NaOH
• Idrossido di potassio: KOH
• Idrossido di calcio: Ca(OH)₂
• Idrossido di bario: Ba(OH)₂
• Idrossido di magnesio: Mg(OH)₂.