Acidi e Basi

Secondo la definizione generale data da Bronsted possiamo classificare le specie chimiche in due differenti classi:

Acidi: Ovvero tutte quelle specie chimiche in grado di cedere protoni (o per la precisione ioni H+) in soluzione acquosa;
Basi: Ovvero tutte quelle specie chimiche in grado di accettare protoni (ioni H+) in soluzione acquosa.

Quindi possiamo concludere, dalla definizione di Acidi e Basi data da Bronsted, che una soluzione si può definire:
Acida: Se la concentrazione di ioni H+ supera la concentrazione di ioni OH-
Basica: Se la concentrazione di ioni OH- supera la concentrazione di ioni H+
Neutra: Se la concentrazione di ioni H+ equivale alla concentrazione di ioni OH-

Ogni specie chimica però avrà una tendenza maggiore o minore a comportarsi come una base o viceversa come un acido.
Tale tendenza non è assoluta bensì relativa ad una specie chimica standard . Tale specie chimica è l'acqua definita come sostanza neutra (in realtà nemmeno l'acqua è proprio neutra ma vedremo più avanti il motivo per cui possiamo accettarla come tale).

Ogni specie chimica dovrebbe possedere una sua reazione tipica ma in realtà possiamo schematizzare tutte le reazioni acido base nei due casi generali:
Dissociazione Acida: HA + H2O Û A- + H30+
Dissociazione Basica: B + H2O Û BH+ + OH-

Com'è facile osservare la dissociazione acida creerà all'interno della soluzione un eccesso di H+ (o viceversa un deficit di OH-) mentre la base creerà nella soluzione un eccesso di OH- (o un deficit di H+).

Com'è facile osservare dalle due relazione precedenti ogni specie chimica può essere considerata come una coppia acido/base . Prendiamo l'esempio dell'ammoniaca:
NH3 + H2O Û NH4+ + OH-
NH4+ + H2O Û NH3 + H+
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