Pietro Leone Germano
Chimico Industriale laureato all'Università di Padova. Mi piace insegnare e crescere insieme alle persone che mi circon…
Hai mai sentito bruciore allo stomaco dopo un pasto abbondante? O ti sei chiesto perché il limone è aspro mentre il bicarbonato di sodio ha un sapore completamente diverso? La risposta è sempre la stessa: acidi e basi. Questi due tipi di sostanze sono ovunque intorno a noi — nel succo gastrico, nelle bevande, nei detersivi, nel sangue — e comprendere come funzionano è uno degli argomenti più importanti della chimica delle scuole superiori.
In questa guida scoprirai cosa sono gli acidi e le basi, come si comportano in acqua, e cos'è il pH: la scala che misura l'acidità di una soluzione. Troverai anche esempi pratici e calcoli guidati per i compiti in classe.
Cosa sono gli acidi e le basi?
Nel corso della storia, i chimici hanno proposto diverse definizioni di acido e base. Oggi ne utilizziamo principalmente due: quella di Arrhenius e quella di Brønsted-Lowry, più completa e generale.
La teoria di Arrhenius
La prima definizione formale fu proposta dal chimico svedese Svante Arrhenius alla fine dell'Ottocento:
Secondo Arrhenius, un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, rilascia ioni H⁺ (ioni idrogeno).
Una base è invece una sostanza che rilascia ioni OH⁻ (ioni idrossido).
Esempi classici:
• Acido cloridrico (HCl) → acido, perché in acqua libera H⁺
• Idrossido di sodio (NaOH) → base, perché in acqua libera OH⁻
Questa teoria funziona bene per molti casi pratici, ma ha un limite importante: vale solo in acqua e non riesce a spiegare il comportamento di basi comuni come l'ammoniaca (NH₃), che non contiene nessun gruppo OH⁻.
La teoria di Brønsted-Lowry
Negli anni '20 del Novecento, Johannes Brønsted e Thomas Lowry proposero una definizione più generale:
Secondo Brønsted-Lowry, un acido è una sostanza capace di donare un protone (H⁺) a un'altra specie.
Una base è una sostanza capace di accettare un protone.
Con questa definizione si capisce perché l'ammoniaca è una base: pur non avendo OH⁻, accetta un H⁺ dall'acqua, comportandosi da accettore di protoni.
Un concetto chiave di questa teoria è quello di coppia coniugata acido-base: ogni acido, dopo aver ceduto il suo protone, diventa la sua base coniugata:
• Acido acetico (CH₃COOH) dona H⁺ → diventa acetato (CH₃COO⁻), la sua base coniugata
• Ammoniaca (NH₃) accetta H⁺ → diventa ione ammonio (NH₄⁺), il suo acido coniugato
Il ruolo speciale dell'acqua
L'acqua ha un comportamento unico: può agire sia da acido che da base a seconda della situazione. Una sostanza con questa proprietà si chiama anfiprotica.
Con l'acido acetico, l'acqua accetta un H⁺ (si comporta da base):
CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻
Con l'ammoniaca, l'acqua cede un H⁺ (si comporta da acido):
NH₃ + H₂O ⇌ OH⁻ + NH₄⁺
Anche da sola, l'acqua può reagire con sé stessa in un processo detto autoprotolisi:
H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
La costante di questo equilibrio è il prodotto ionico dell'acqua (Kw):
Kw = [H₃O⁺] × [OH⁻] = 10⁻¹⁴ (a 25°C)
In acqua pura, le concentrazioni di H₃O⁺ e OH⁻ sono uguali e pari a 10⁻⁷ mol/L ciascuna. Questa relazione rimane sempre valida: se la concentrazione di H₃O⁺ aumenta, quella di OH⁻ diminuisce e viceversa.
Cos'è il pH?
Scrivere concentrazioni come 10⁻⁷ mol/L ogni volta è scomodo. Per questo il chimico danese Søren Sørensen introdusse nel 1909 una scala pratica: il pH.
Il pH è il logaritmo negativo della concentrazione degli ioni H₃O⁺ in soluzione:
pH = −log[H₃O⁺]
Analogamente, il pOH è il logaritmo negativo della concentrazione degli ioni OH⁻: pOH = −log[OH⁻]. A 25°C vale sempre: pH + pOH = 14.
La scala del pH
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pH |
Tipo di soluzione |
Esempio pratico |
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0–2 |
Fortemente acida |
Acido cloridrico concentrato, succo gastrico |
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3–4 |
Acida |
Succo di limone (≈ 2,5), aceto (≈ 3), coca-cola (≈ 3,5) |
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5–6 |
Debolmente acida |
Caffè (≈ 5), pioggia normale (≈ 5,6), urina |
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7 |
NEUTRA |
Acqua pura |
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8–9 |
Debolmente basica |
Bicarbonato in acqua, acqua di mare |
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10–12 |
Basica |
Latte di magnesia, sapone |
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13–14 |
Fortemente basica |
Candeggina, NaOH diluito |
⚠️ Attenzione alla scala logaritmica! Una differenza di 1 unità di pH corrisponde a un fattore 10 nella concentrazione di H₃O⁺. Una soluzione con pH 3 è 10 volte più acida di una con pH 4, e 100 volte più acida di una con pH 5.
Acidi e basi forti vs deboli
Acidi e basi forti
Gli acidi e le basi forti sono completamente dissociati in acqua: ogni molecola si separa nei suoi ioni.
• Acidi forti comuni: HCl · HNO₃ · H₂SO₄ · HBr · HI · HClO₄
• Basi forti comuni: NaOH · KOH
Per un acido forte di concentrazione C, il calcolo del pH è diretto: [H₃O⁺] = C → pH = −log(C)
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✏️ Esempio 1 — pH di un acido forte Calcolare il pH di una soluzione 0,01 mol/L di HCl. HCl è completamente dissociato → [H₃O⁺] = 0,01 = 10⁻² mol/L pH = −log(10⁻²) = 2 |
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✏️ Esempio 2 — pH di una base forte Calcolare il pH di una soluzione 0,01 mol/L di NaOH. NaOH è completamente dissociato → [OH⁻] = 0,01 = 10⁻² mol/L pOH = −log(10⁻²) = 2 pH = 14 − pOH = 14 − 2 = 12 |
Acidi e basi deboli
Gli acidi e le basi deboli si dissociano solo parzialmente in acqua. La reazione raggiunge un equilibrio descritto dalla costante di dissociazione acida Ka (o basica Kb). Più Ka è grande, più l'acido è forte.
HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻
Ka = [H₃O⁺][A⁻] / [HA]
• Acidi deboli: CH₃COOH (aceto) · HF · H₂CO₃ (bibite gassate) · H₃PO₄
• Basi deboli: NH₃ (ammoniaca) · CH₃NH₂
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✏️ Esempio 3 — pH di un acido debole (metodo ICE) Soluzione 0,1 mol/L di HF, con Ka = 6,8 × 10⁻⁴.
Tabella ICE (Inizio / Cambiamento / Equilibrio): |
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HF |
H₃O⁺ |
F⁻ |
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Inizio (I) |
0,1 |
≈ 0 |
0 |
|
Cambio (C) |
−x |
+x |
+x |
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Equilibrio (E) |
0,1 − x |
x |
x |
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✏️ Svolgimento Esempio 3 Ka = x² / (0,1 − x) ≈ x² / 0,1 = 6,8 × 10⁻⁴ x = √(6,8 × 10⁻⁵) ≈ 8,2 × 10⁻³ mol/L pH = −log(8,2 × 10⁻³) ≈ 2,09
L'approssimazione (0,1 − x ≈ 0,1) è valida: x è circa l'8% di 0,1, accettabile per acidi deboli. |
Acidi e basi nella vita quotidiana
• Bruciore di stomaco: il succo gastrico ha pH ≈ 1–2. I medicinali antiacidi contengono basi deboli (bicarbonato di sodio, carbonato di calcio) che neutralizzano l'eccesso di acidità.
• Agrumi e aceto: il sapore aspro è dovuto a acidi deboli — acido citrico nel limone, acido acetico nell'aceto.
• Shampoo e sapone: i saponi hanno pH ≈ 9–10. Gli shampoo "pH neutro" sono formulati per rispettare il pH naturale del cuoio capelluto (circa 5,5).
• Pioggia acida: le emissioni industriali di SO₂ e NOₓ reagiscono con l'umidità formando acidi, abbassando il pH delle precipitazioni sotto 5,6 e danneggiando ecosistemi ed edifici.
• Sangue: il pH del sangue umano deve restare tra 7,35 e 7,45. Il corpo usa sistemi tampone sofisticati per mantenerlo stabile. Valori fuori da questo range causano acidosi o alcalosi.
Come misurare il pH
1. Cartine indicatrici: strisce di carta che cambiano colore in base al pH. Pratiche ma poco precise (±1 unità).
2. pHmetro: strumento elettronico con elettrodo immerso nella soluzione. Preciso a ±0,01 unità. Standard in laboratorio e in industria alimentare, farmaceutica e ambientale.
3. Indicatori naturali: il cavolo rosso cambia colore con il pH — rosso in ambiente acido, verde-giallo in ambiente basico. Un esperimento spettacolare da fare a casa!
Domande frequenti
Cos'è il pH?
Il pH è una misura dell'acidità di una soluzione acquosa: pH = −log[H₃O⁺]. Scala 0–14: sotto 7 è acida, uguale a 7 è neutra, sopra 7 è basica.
Qual è la differenza tra acidi forti e deboli?
Gli acidi forti (HCl, H₂SO₄, HNO₃) si dissociano completamente in acqua. Gli acidi deboli (CH₃COOH, HF) si dissociano solo parzialmente, raggiungendo un equilibrio descritto da Ka.
Come si calcola il pH di un acido forte?
Per un acido forte di concentrazione C: pH = −log(C). Esempio: HCl 0,01 M → pH = 2.
Cosa significa pH neutro?
pH = 7 significa che [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L: la soluzione non è né acida né basica. L'acqua pura a 25°C ha pH = 7.
Cosa dice la teoria di Brønsted-Lowry?
Un acido dona protoni H⁺, una base li accetta. Questa teoria è più generale di Arrhenius e spiega anche basi come l'ammoniaca.
Riassumendo
• Acido (Brønsted-Lowry): dona protoni H⁺. Base: accetta protoni H⁺.
• Coppia coniugata: ogni acido e la sua base coniugata differiscono per un H⁺.
• Acqua anfiprotica: può comportarsi sia da acido che da base.
• Prodotto ionico dell'acqua: Kw = [H₃O⁺] × [OH⁻] = 10⁻¹⁴ a 25°C.
• pH: pH = −log[H₃O⁺] · scala 0–14 · < 7 acido · = 7 neutro · > 7 basico.
• Acidi/basi forti: dissociazione completa. Deboli: parziale, descritta da Ka o Kb.
• Relazione: pH + pOH = 14 (a 25°C).
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Fonti
- 1) Slide universitarie "Acidi e Basi" — Università degli Studi di Trieste, Corso di Chimica Generale, 2024.
- 2) Petrucci R.H., Herring F.G., Madura J.D., Bissonnette C., Chimica Generale – Principi ed applicazioni moderne, Piccin Nuova Libraria, Padova, 2025.
- 3) Atkins P., Jones L., Laverman L., Principi di Chimica, Zanichelli, Bologna.
