Acidi e basi. Equilibri ionici in soluzione

Dalla teoria di Arrhenius alla teoria di Brønsted-Lowry

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Gli acidi e le basi costituiscono due fondamentali classi di elettroliti, il cui comportamento, per la prima volta inquadrato scientificamente nella teoria di Arrhenius, fu in seguito oggetto di ulteriori interpretazioni — la teoria di Brønsted-Lowry e la teoria di Lewis   — che determinarono un ampliamento in termini sempre più generali del concetto di ``acidità-basicità''.

La teoria acido-base di Arrhenius, formulata dal chimico svedese S. Arrhenius (1859-1927) nell'ambito della sua teoria della dissociazione elettrolitica , definisce acidi i composti che in soluzione acquosa liberano ioni idrogeno o protoni (H+) (reazione 1) e basi i composti che liberano ioni idrossido (o ossidrile) (OH−) (reazione 2):

Tabella 14.1 VALORI DI Ka PER GLI ACIDI
nome formula Ka (25 °C)
  FORZA DEGLI ACIDI CRESCENTE  
acido perclorico HClO4 grande
acido iodidrico Hl grande
acido bromidrico HBr grande
acido solforico H2SO4 grande
acido cloridrico HCl grande
acido nitrico HNO3 grande
IONE IDRONIO H3O+ —
acido solforoso H2SO3 1,2 · 10−2
acido fosforico H3PO4 7,1 · 10−3
acido nitroso HNO2 7,1 · 10−4
acido fluoridrico HF 6,8 · 10−4
acido formico HCHO2 1,8 · 10−4
acido acetico HC2H3O2 1,8 · 10−5
acido carbonico H2CO3 4,5 · 10−7
acido solfidrico H2S 9,5 · 10−8
acido ipocloroso HOCl 3,0 · 10−8
ione ammonio NH4+ 5,7 · 10−10
ione bicarbonato HCO3− 4,7 · 10−11
ione disolfuro SH− 1 · 10−19
ACQUA H2O 1 · 10−14
ione idrossido OH− 1 · 10−36