Acidi, basi e pH: definizioni, calcoli e soluzioni tampone

Acidi e basi sono ovunque: nel limone, nella batteria dell’auto, nel sangue, nelle soluzioni con cui si incidono i circuiti stampati. Questa lezione spiega le definizioni, la scala del pH, la differenza tra acidi forti e deboli e come funzionano le soluzioni tampone.

Le definizioni

• Arrhenius: un acido libera ioni H⁺ in acqua, una base libera OH⁻. Semplice, ma limitata alle soluzioni acquose.
• Brønsted-Lowry: un acido cede un protone, una base lo accetta. Ogni acido ha la sua base coniugata: in HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻, il Cl⁻ è la base coniugata di HCl. Spiega perché l’ammoniaca è una base pur non contenendo OH⁻: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.
• Lewis: un acido accetta una coppia di elettroni, una base la cede. È la definizione più generale.

L’autoionizzazione dell’acqua e il pH

Anche l’acqua pura contiene pochi ioni: 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻, con K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0·10⁻¹⁴ a 25 °C. Per non lavorare con potenze di dieci si usa il pH:

pH = −log₁₀[H₃O⁺], pOH = −log₁₀[OH⁻], pH + pOH = 14

La scala è logaritmica: un succo di limone a pH 2 è diecimila volte più acido di un caffè a pH 6. pH 7 è neutro solo a 25 °C, perché K_w cambia con la temperatura.

Acidi e basi forti

Si dissociano completamente: HCl, HNO₃, H₂SO₄ (prima dissociazione), NaOH, KOH. Il calcolo è diretto. HCl 0,010 M ha [H₃O⁺] = 0,010 e pH = 2. NaOH 0,0010 M ha pOH = 3 e quindi pH = 11.

Acidi e basi deboli

Si dissociano solo in parte, con una costante K_a (o K_b). Per un acido debole HA di concentrazione C, se la dissociazione è piccola vale l’approssimazione [H₃O⁺] ≈ √(K_a · C).

Esempio. Acido acetico 0,10 M, K_a = 1,8·10⁻⁵: [H₃O⁺] ≈ √(1,8·10⁻⁶) = 1,34·10⁻³ M, pH ≈ 2,87. Solo l’1,3% delle molecole è dissociato, e l’approssimazione è giustificata. Per una coppia coniugata vale K_a · K_b = K_w: più l’acido è forte, più la sua base coniugata è debole.

Neutralizzazione e titolazione

Acido e base reagiscono formando sale e acqua. In una titolazione si aggiunge una base a concentrazione nota finché tutto l’acido è neutralizzato (punto di equivalenza), visibile con un indicatore che cambia colore o con un pH-metro. Al punto di equivalenza n_acido = n_base (per acidi e basi monoprotici): 25,0 mL di HCl neutralizzati da 20,0 mL di NaOH 0,100 M hanno concentrazione 0,100 · 20,0 / 25,0 = 0,080 M.

Le soluzioni tampone

Una miscela di un acido debole e della sua base coniugata (per esempio acido acetico e acetato di sodio) resiste alle variazioni di pH: l’acido neutralizza le basi aggiunte, la base coniugata neutralizza gli acidi. Il pH si calcola con l’equazione di Henderson-Hasselbalch:

pH = pK_a + log ([A⁻] / [HA])

Con quantità uguali di acido e base coniugata il pH vale pK_a: 4,74 per il tampone acetato. Il sangue è tamponato dalla coppia acido carbonico/bicarbonato attorno a pH 7,4.

Il pH si misura con un elettrodo a vetro: la membrana sviluppa una piccola tensione, circa 59 mV per unità di pH a 25 °C, che un voltmetro ad altissima impedenza d’ingresso converte nella lettura. Un pH-metro, in fondo, è un amplificatore elettrometrico.