Quiz su acidi e basi: verifica la tua preparazione

Guida essenziale: acidi e basi

Acidi e basi si definiscono in tre modi complementari. Secondo Arrhenius, un acido rilascia ioni H⁺ in acqua e una base rilascia ioni OH⁻. Brønsted e Lowry ampliano la definizione: un acido è un donatore di protoni, una base un accettore di protoni, e ogni reazione acido-base coinvolge una coppia coniugata. Infine, Lewis descrive un acido come accettore di coppie elettroniche e una base come donatore: è la definizione più generale e spiega anche sostanze come BF₃, che non contiene idrogeno ma si comporta da acido.

La scala del pH misura l'acidità di una soluzione: pH = −log₁₀[H₃O⁺]. Un errore frequente è credere che la scala vada da 0 a 14 per definizione: a 25 °C una soluzione neutra ha pH 7, ma a temperature diverse la neutralità si sposta leggermente, e soluzioni molto concentrate possono avere valori negativi o superiori a 14. Ricorda anche che il pH è logaritmico: una soluzione con pH 3 non è il doppio di quella con pH 6, ma mille volte più acida. Un altro equivoco comune riguarda gli acidi forti: 'forte' indica il grado di dissociazione, non la pericolosità o la concentrazione; un acido diluito come HCl è comunque un acido forte perché si dissocia completamente.

Le basi sono spesso fraintese quanto gli acidi. Il carbonato di sodio e l'ammoniaca sono basi pur non contenendo ioni OH⁻: agiscono accettando protoni, come prevede Brønsted. Attenzione anche alla distinzione tra acidi deboli e forti: l'acido acetico del aceto è debole perché si dissocia solo parzialmente, e la sua soluzione ha un pH più alto di quella di un acido forte alla stessa concentrazione. Infine, una reazione di neutralizzazione tra un acido e una base produce un sale e acqua, ma il sale formato non è sempre neutro: il cloruro di ammonio, proveniente da un acido forte e una base debole, dà soluzioni leggermente acide.