Acidi e basi.

• Introduciamo a questo punto una classe di composti estremamente importante in rapporto alle soluzioni acquose: gli acidi e le basi.
• Una prima definizione di acidi e basi (che estenderemo in seguito) e' dovuta ad Arrhenius (1890):
  • Acido: composto che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni idrogeno ${H^+}$

    Esempio:

    $$\begin{eqnarray*} {HCl}{_{(aq)}}&=&{{Cl^-}}{_{(aq)}}+{H^+}_{(aq)}\\ {CH_3COOH}_{(aq)}&=&{CH_3COO^-}_{(aq)}+{H^+}_{(aq)}\\ \end{eqnarray*}$$
    
    

  • Base: composto che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni ossidrile o idrossido ${OH^-}$

    Esempio:

    $$\begin{eqnarray*} {NaOH}{_{(aq)}}&=&{{Na^+}}{_{(aq)}}+{{OH^-}}{_{(aq)}}\\ {KOH}{_{(aq)}}&=&{{K^+}}{_{(aq)}}+{{OH^-}}{_{(aq)}}\\ \end{eqnarray*}$$
    
    

  • La definizione di Arrhenius e' incompleta. Ad esempio essa implica che una base debba contenere uno o piu' gruppi ossidrile nella formula molecolare. L'ammoniaca ha formula $NH_3$, eppure si comporta inequivocabilmente come una base. Cio' e' dovuto al fatto che essa reagisce con l'acqua:
    $$\begin{eqnarray*} {{NH_3}}{_{(aq)}}+{{H_2O}}{_{(l)}}&=&{{NH_4^+}}{_{(aq)}}+\Aqueous{{OH^-}} \end{eqnarray*}$$
    
    
    Vedremo come una definizione di acidi e basi piu' generale (dovuta a Lowry e Brönsted) riesca a includere senza sforzo l'ammoniaca (e molte altre specie chimiche non classificabili come basi di Arrhenius) nella categoria delle basi.