Acidi e basi: caratteristiche e differenze
Gli acidi e le basi sono composti chimici che svolgono un ruolo fondamentale nella chimica, sia organica che inorganica. Le soluzioni tampone biologiche, costituite da acidi e basi deboli, sono fondamentali per mantenere adeguato il pH del corpo e permettere lo svolgimento ottimale dei processi biochimici.
Secondo la definizione di Brønsted-Lowry, gli acidi sono capaci di donare ioni H+ mentre le basi sono accettori di ioni H+. Queste definizioni sono strettamente connesse, poiché la presenza di una specie in grado di donare ioni H+ implica la presenza di una specie in grado di accettarli.
Ad esempio, considerando la reazione tra acido acetico e ammoniaca:
CH3COOH(aq) + NH3(aq) ⇌ CH3COO-(aq) + NH4+(aq)
Nel suddetto equilibrio, l’acido acetico cede uno ione H+ comportandosi da acido, mentre l’ammoniaca accetta uno ione H+ e si comporta da base. Quando gli acidi e le basi reagiscono, i prodotti sono un nuovo acido e una nuova base. Ad esempio, lo ione acetato CH3COO- è una base in quanto può accettare uno ione H+, mentre lo ione ammonio è un acido in quanto può cedere uno ione H+.
Acidi forti e acidi deboli
La reazione tra un acido e un solvente è una reazione di dissociazione. Gli acidi possono essere suddivisi in due categorie: acidi forti e acidi deboli. Un acido forte, come l’acido cloridrico, trasferisce completamente il suo protone all’acqua:
HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Nota che in un solvente diverso dall’acqua, un acido forte potrebbe comportarsi diversamente. Gli acidi che sono considerati forti in acqua includono l’acido cloridrico, l’acido iodidrico, l’acido nitrico, l’acido bromidrico, l’acido perclorico e l’acido solforico relativamente alla prima dissociazione.
Al contrario, un acido debole, come l’acido acetico, non si dissocia completamente. La reazione rimane in equilibrio, con la maggior parte dell’acido rimanendo indissociato e solo una piccola quantità della base coniugata presente.
Acidi poliprotici
Alcuni acidi hanno più di un protone acido, come ad esempio l’acido solfidrico con due protoni acidi e l’acido fosforico con tre protoni acidi. Questi acidi sono rispettivamente classificati come diprotici e triprotici, o più generalmente poliprotici, e sono caratterizzati da due o tre costanti di dissociazione.
Basi forti e basi deboli
Un esempio di base forte è l’idrossido di un metallo alcalino come NaOH, che si dissocia completamente per dare lo ione idrossido. Al contrario, una base debole, come l’ammoniaca, accetta solo parzialmente un protone dal solvente ed è caratterizzata da una costante basica.
Le basi deboli poliprotiche, analogamente agli acidi poliprotici, sono caratterizzate da due o tre costanti di equilibrio.
Queste distinzioni sono fondamentali per comprendere le proprietà e il comportamento degli acidi e delle basi in diverse situazioni e solventi.