# Chimica per il liceo/L'acqua/Sintesi acidi e basi
## Acidi e Basi: Definizioni Teoriche e Concetti
### La Definizione di Arrhenius

Secondo Arrhenius, un acido è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni ${\ce {H+}}$, aumentando così la concentrazione degli ioni idrogeno. Tutti gli idracidi e gli ossiacidi, in soluzione acquosa, stabiliscono il seguente equilibrio:
${\ce {HA <=> H+ + A-}}$
Analogamente, una base è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni ${\ce {OH-}}$, aumentando la concentrazione degli ioni ossidrile. Gli idrossidi, in soluzione acquosa, stabiliscono il seguente equilibrio:
${\ce {BOH <=> B+ + OH-}}$
Il limite della definizione di Arrhenius consiste nel non considerare il comportamento di alcune sostanze al di fuori dell’acqua. Ad esempio:
${\ce {NH3(aq) + H2O(l) <=> NH4+(aq) + OH-}}$
In questo caso, l’ammoniaca (${\ce {NH3}}$), pur non contenendo ${\ce {OH-}}$, si comporta da base.

#### Acidi e Basi Forti e Deboli

* Un acido forte è una sostanza che si dissocia completamente in ioni.
* Un acido debole si dissocia solo parzialmente in soluzione acquosa.
Lo stesso discorso è valido per le basi: una base forte si dissocia completamente, mentre una base debole solo parzialmente.

### La Definizione di Brønsted-Lowry

Questa teoria si basa sul comportamento delle sostanze nei confronti dello ione idrogeno (${\ce {H+}}$), detto anche protone.
* Un acido è una sostanza capace di donare protoni.
* Una base è una sostanza capace di accettare protoni.
Le reazioni acido-base avvengono in termini di coppie acido-base coniugate:
* Esempio 1:
${\ce {HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}}$
Qui, ${\ce {HCl}}$ si comporta da acido, donando un protone, mentre ${\ce {H2O}}$ si comporta da base, accettandolo. Dopo aver ceduto un protone, l’acido si trasforma nella sua base coniugata (${\ce {Cl-}}$), mentre la base diventa il suo acido coniugato (${\ce {H3O+}}$).
* Esempio 2:
${\ce {NH3 + H2O -> NH4+ + OH-}}$
In questo caso, ${\ce {NH3}}$ si comporta da base, accettando un protone, e ${\ce {H2O}}$ si comporta da acido, donandolo.

### La Definizione di Lewis

Secondo Lewis, la classificazione di acidi e basi si basa sulla disponibilità di coppie di elettroni:
* Una base è una sostanza con una o più coppie di elettroni non impegnate in legami chimici, disponibili per essere condivise.
* Un acido è una sostanza con uno o più orbitali liberi, in grado di accettare coppie di elettroni e formare un legame dativo.

### L'Equilibrio nell’Acqua e il pH

In acqua pura, una piccola frazione di molecole si dissocia in ioni ${\ce {H+}}$ e ${\ce {OH-}}$. La concentrazione di ${\ce {H+}}$ e ${\ce {OH-}}$ in acqua pura è pari a ${\ce {10^-7 mol/dm^3}}$.
* Soluzioni neutre: la concentrazione di ${\ce {H+}}$ e ${\ce {OH-}}$ è uguale a quella dell’acqua pura.
* Soluzioni acide: la concentrazione di ${\ce {H+}}$ è maggiore di ${\ce {10^-7}}$.
* Soluzioni basiche: la concentrazione di ${\ce {OH-}}$ è maggiore di ${\ce {10^-7}}$.

#### Scala del pH

Per facilitare la valutazione dell’acidità o basicità, i chimici hanno introdotto il pH, definito come l’opposto del logaritmo decimale della concentrazione di ${\ce {H+}}$:
${\ce {pH = -log [H+]}}$
* Nell’acqua pura o nelle soluzioni neutre: ${\ce {[H+] = 10^-7}}$, quindi ${\ce {pH = 7}}$.
* Soluzioni acide: ${\ce {pH < 7}}$.
* Soluzioni basiche: ${\ce {pH > 7}}$.
Maggiore è il pH, più basica è la soluzione; minore è il pH, più acida è la soluzione.