Acidi e basi: definizioni, pH e reazioni
13 Agosto 2026 · Mario Lomele
Gli acidi e basi sono uno degli argomenti che tornano in ogni prova di ammissione, e uno di quelli in cui si perdono più punti per distrazione che per ignoranza. Il motivo è che esistono tre definizioni diverse, tutte valide, e i quiz spesso chiedono proprio di riconoscere quale si sta applicando.
Le tre definizioni di acidi e basi
La definizione di Arrhenius è la più antica e la più stretta: un acido è una sostanza che in acqua libera ioni H+, una base è una sostanza che in acqua libera ioni OH–. Funziona bene per HCl e NaOH, ma non spiega perché l’ammoniaca, che non contiene gruppi OH, si comporti da base.
La definizione di Bronsted e Lowry risolve il problema spostando l’attenzione dal solvente al protone: un acido è un donatore di protoni, una base è un accettore di protoni. Da qui nasce il concetto di coppia coniugata: quando HCl cede il protone diventa Cl–, che è la sua base coniugata. L’acqua può comportarsi sia da acido sia da base, ed è per questo che si dice anfotera.
La definizione di Lewis è la più ampia e non parla più di protoni: un acido è una specie che accetta una coppia di elettroni, una base è una specie che la dona. Questo permette di classificare come acidi anche composti privi di idrogeno, come il tricloruro di boro. Nei quiz di ammissione la definizione di Lewis compare più raramente, ma quando compare è quasi sempre per distinguere un acido di Lewis da uno di Bronsted.
Il pH: cosa misura davvero
Il pH è definito come il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione degli ioni idronio: pH = -log[H3O+]. Essendo logaritmico, una variazione di una unità corrisponde a una concentrazione dieci volte maggiore o minore: è l’errore più frequente nei quiz, dove si chiede quante volte è più acida una soluzione a pH 3 rispetto a una a pH 5. La risposta è cento, non due.
A 25 gradi il prodotto ionico dell’acqua vale 10-14, quindi pH + pOH = 14 e la neutralità corrisponde a pH 7. Questo valore però dipende dalla temperatura: a temperature diverse l’acqua resta neutra, ma il suo pH non è più esattamente 7. È una precisazione che alcune prove usano come domanda a trabocchetto.
Sotto 7 la soluzione è acida, sopra 7 è basica. Attenzione a non confondere acidità e forza: una soluzione molto diluita di un acido forte può avere un pH più alto di una soluzione concentrata di un acido debole.
Neutralizzazione e indicatori
Quando un acido e una base reagiscono si ha una neutralizzazione, che produce un sale e acqua. La reazione fra acido cloridrico e idrossido di sodio dà cloruro di sodio e acqua, ed è l’esempio che compare più spesso. Il punto importante è che il pH finale non è automaticamente 7: dipende dalla forza dei due reagenti.
Se si neutralizza un acido debole con una base forte, il sale che si forma dà una soluzione leggermente basica, perché l’anione residuo è la base coniugata di un acido debole e reagisce con l’acqua. Vale il ragionamento opposto per una base debole neutralizzata da un acido forte. Solo acido forte più base forte danno un sale neutro.
Gli indicatori sono sostanze che cambiano colore in un certo intervallo di pH: la fenolftaleina passa da incolore a rosa attorno a pH 8 e mezzo, il metilarancio vira attorno a pH 4. Nelle titolazioni si sceglie l’indicatore in base al pH atteso al punto di equivalenza, non a caso.
Gli errori che costano punti sugli acidi e basi
Il primo è confondere concentrazione e forza. Forte e debole descrivono quanto un acido si dissocia, concentrato e diluito descrivono quanta sostanza c’è in un litro: sono due assi indipendenti, ed esistono soluzioni concentrate di acidi deboli e soluzioni diluite di acidi forti.
Il secondo è trattare la scala del pH come se fosse lineare. Il terzo è dimenticare che la scala non si ferma davvero a 0 e 14: sono i valori tipici in soluzione acquosa diluita, ma soluzioni molto concentrate possono uscire da quell’intervallo.
Il quarto, il più insidioso, è dare per scontato che una neutralizzazione porti sempre a pH neutro. Quando un quiz chiede il pH al punto di equivalenza, quasi sempre sta verificando proprio questo.
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