Acidi, basi e pH

Dal succo di limone al sapone: la scala del pH

Livello Base — linguaggio semplice, senza matematica

Alcune cose sono acidi — succo di limone, aceto, la frizzantezza della cola, l'acido che ribolle nel tuo stomaco. I loro opposti sono le basi (o alcali) — sapone, bicarbonato, candeggina, sgrassatore per forni. La scala del pH è solo un righello da 0 a 14 che dice quanto acida o quanto basica sia una cosa. I numeri bassi (0-6) sono acidi, 7 è neutro (acqua pura), e i numeri alti (8-14) sono basi. L'acido delle batterie sta vicino a 0, il disgorgante vicino a 14, e la maggior parte delle cose di tutti i giorni cade da qualche parte in mezzo.

Il modo furbo per distinguerli è con un indicatore — un colorante che cambia colore col pH. L'indicatore universale attraversa un intero arcobaleno: rosso per un acido forte, passando per arancione e giallo, verde al neutro, poi blu e viola per le basi. La cartina di tornasole è la versione semplice — rossa in acido, blu in base — e il succo di cavolo rosso fa lo stessissimo trucco nella tua cucina.

Mescola un acido e una base e si cancellano a vicenda, una reazione chiamata neutralizzazione. La base doma l'acido e l'acido doma la base, incontrandosi vicino al mezzo al neutro e di solito lasciando dietro acqua e un sale. È per questo che una pastiglia antiacido lenisce uno stomaco acido, perché i giardinieri aggiungono calce al suolo troppo acido, e perché un tocco di bicarbonato toglie il bruciore da una puntura acida di vespa.

Il pH, il logaritmo dell'acidità

Livello Studente — le equazioni principali

L'acidità si riduce a un singolo ione: lo ione idrogeno \(H^+\) (in realtà l'idronio \(H_3O^+\)). Più \(H^+\) galleggia in una soluzione, più è acida. Ma quelle concentrazioni spaziano un intervallo enorme — da circa \(1\) mol/L giù fino a \(10^{-14}\) — quindi le comprimiamo con un logaritmo: \(\text{pH} = -\log_{10}[H^+]\). Ogni passo intero è quindi un cambiamento di dieci volte in \(H^+\): pH 3 è dieci volte più acido di pH 4 e cento volte più di pH 5.

L'acqua stessa si divide in silenzio in \(H^+\) e \(OH^-\), e il loro prodotto è fisso: \([H^+][OH^-] = 10^{-14}\) a 25 °C. Nell'acqua pura i due sono uguali a \(10^{-7}\), dando pH 7 — neutro. Aggiungi acido e \(H^+\) sale mentre \(OH^-\) cala per mantenere costante il prodotto; aggiungi base e accade il contrario. È per questo che le scale acida e basica sono due metà di un unico righello: \(\text{pH} + \text{pOH} = 14\).

Gli acidi forti (HCl, \(H_2SO_4\)) si dissociano completamente, quindi il loro pH segue dritto dalla concentrazione. Gli acidi deboli (acetico, carbonico) si ionizzano solo in parte, governati da una costante di equilibrio \(K_a\), quindi stanno a un pH più alto di un acido forte della stessa concentrazione. La neutralizzazione, \(H^+ + OH^- \to H_2O\), è la base della titolazione: aggiungere base misurata a un acido fino al punto di equivalenza, dove il pH balza attraverso il neutro in un unico passo netto.

Equilibri, tamponi e curve di titolazione

Livello Esperto — profondità matematica completa

01Brønsted-Lowry e oltre

Un acido è un donatore di protoni e una base un accettore di protoni, e ogni acido ha una base coniugata lasciata indietro quando cede il suo protone. Il quadro di Lewis generalizza ancora oltre, a donatori e accettori di coppie di elettroni. La forza è catturata dalla costante di dissociazione acida \(K_a\), e i chimici classificano gli acidi per \(pK_a = -\log_{10} K_a\): più piccolo il \(pK_a\), più forte l'acido.

02L'equazione di Henderson-Hasselbalch

Per un acido debole mescolato con la sua base coniugata, il pH è \(\text{pH} = pK_a + \log_{10}\dfrac{[A^-]}{[HA]}\). Quando i due sono uguali — il punto di semineutralizzazione — il logaritmo svanisce e \(\text{pH} = pK_a\) esattamente. Questo è sia il centro piatto e ben tamponato di una curva di titolazione sia il modo standard per misurare la forza di un acido debole.

03Tamponi

Una miscela di un acido debole e della sua base coniugata resiste ai cambiamenti di pH: qualsiasi \(H^+\) o \(OH^-\) aggiunto viene assorbito dalla coppia. Il tampone bicarbonato del sangue, \(H_2CO_3/HCO_3^-\), è perché il pH arterioso si smuove a malapena nonostante l'acido che il tuo metabolismo vi riversa. Un tampone funziona meglio vicino a \(\text{pH} = pK_a\), dove i due partner sono in equilibrio.

04Curve di titolazione

Traccia il pH contro il titolante aggiunto e ottieni la caratteristica curva a S: un tratto tamponato gentile, un salto quasi verticale al punto di equivalenza, poi un plateau. Per un acido forte con una base forte il punto di equivalenza cade a pH 7; per un acido debole si sposta sopra 7, perché la base coniugata del sale idrolizza. La ripidità di quel salto è esattamente ciò che permette a un indicatore a colore singolo di segnare il punto finale.

05Cosa significa davvero "neutro"

Neutro significa \([H^+] = [OH^-]\), non necessariamente pH 7. Poiché \(K_w\) cresce con la temperatura, l'acqua si autoionizza di più quando è calda: l'acqua neutra a 50 °C ha pH ≈ 6,6 — ancora perfettamente neutra, perché \(OH^-\) è salito a corrispondere. pH 7 è il punto neutro solo a 25 °C.