Scuola

  • Pubblicato il:
  • Scritto da: Angela Ardizzone

Chimica: come calcolare il pH

CHIMICA: COME CALCOLARE IL PH. Calcolare il pH di una soluzione chimica è una delle domande più comuni agli esami e nei test d’ingresso alle facoltà scientifiche. In questa guida troverete un riepilogo delle teorie sul pH e vi spiegheremo in modo molto schematico come calcolare il ph delle soluzioni.

Non perderti: Come trovare metodo di studio

Come calcolare il pH: le teorie

Acidi e Basi Teoria di Arrhenius:

un acido è una sostanza che sciolta in acqua, provoca un aumento della concentrazione degli ioni H+.

Es. HCl(aq) → H+(aq) +  Cl-(aq)

Una Base è una sostanza che, sciolta in acqua, provoca un aumento della concentrazione degli ioni OH-.

NaOH(aq) →  Na+(aq) +  OH-(aq)


Teoria di Bronsted –Lowry:

le reazioni acido -base sono reazioni di trasferimento protonico. Un acido è una specie che dona un protone ad una base. In una soluzione acquosa, l’acqua è la base che accetta il protone dell’acido. Una Base è una specie che accetta un protone da un acido. In soluzione acquosa, l’acqua è l’acido che cede il protone alla base liberando ioni OH-.

Coppie di specie che differiscono solo per un protone, quali NH3/NH4+ o H2O/H3O+, costituiscono una coppia coniugata acido-base.

Teoria di Lewis:

alcune reazioni sono dette acido-base pur non prevedendo scambio di protoni, utilizzando la condivisione di una coppia di elettroni solitari. Un acido di Lewis è una specie che può formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da un’altra specie. Una base di Lewis è una specie che può formare un legame covalente, donando una coppia di elettroni ad un’altra specie.

Un acido o una base sono forti se, in acqua, sono completamente dissociati; un acido o una base sono deboli se, in acqua, sono solo parzialmente dissociati.

La forza relativa di un acido (o di una base) può essere considerata in funzione della tendenza a perdere (accettare) un protone rispetto alla coppia coniugata,partner di reazione. In acqua, un acido forte è un acido più forte della specie H3O+, così che è lui a cedere il protone in soluzione acquosa, e quindi risulta completamente dissociato. Un acido debole è una specie che, rispetto ad H3O+, ha minor tendenza a cedere il protone, e pertanto risulta solo parzialmente dissociato.

Le specie anfotere, sono specie che si comportano da acido o da base, a seconda della specie partner di reazione.

L’acqua è debolmente ionizzata e, poiché genera sia ioni H+, sia ioni OH-, si comporta da acido con le basi e da base con gli acidi.

H2O + H2O ⇔ H3O+ + OH-

La costante di equilibrio della sua dissociazione è molto bassa:

keq= [H+][OH-] / [H2O]= 1,8·10-16

Inglobando nella costante la concentrazione dell’acqua non dissociata (pari a 55.5 mol/litro), che a così bassa dissociazione praticamente non varia, si ottiene il prodotto ionico dell’acqua Kw che rimane costante in tutte le soluzioni acquose:

Kw = [H+] [OH-] = 10-14

Ciò significa che se in una soluzione aumenta la concentrazione degli ioni idrogeno, diminuisce quella degli ioni idrossili e viceversa.

[H+] = [OH-] = 10-7 M

per evitare di usare numeri molto piccoli, risulta più conveniente esprimere [H+] in termini di logaritmi, pertanto si definisce:

pH =-log [H+] pOH = -log [OH-] in acqua pura →pH = -log (10-7) = 7  pOH = -log (10-7) = 7  pH+ pOH = 14

Considerando il prodotto ionico dell’acqua, la concentrazione dell’acqua, la concentrazione degli ioni [H+] può variare da 0 a 10-14 e quindi il pH varia da 0 a 14. 

Una soluzione è:

  • Neutra quando contiene un numero di ioni H+ uguale a quello degli ioni OH- e in tal caso, il suo pH vale 7
  • Acida se il numero degli ioni H+ supera quello degli ioni OH- e in tal caso il pH è minore di 7
  • Basica se il numero degli ioni H+ è minore di quello degli ioni OH- e in tal caso il pH varia da 7 a 14

La forza di un acido o di una base si misura mediante la costante di equilibrio della reazione di dissociazione in acqua, detta rispettivamente: costante di acidità ka per gli acidi e costante di basicità kb per le basi.

Consideriamo la reazione di dissociazione degli acidi:

HR + H2O →H3O+ + R-

la cui costante vale:

Keq= [H3O+] [R-] / [HR] [H2O]

La concentrazione dell’acqua si può considerare costante perché l’acqua è sempre presente in grande quantità e la si può incorporare nella costante di equilibrio, che prende il nome di costante di acidità, indicata con Ka:

Ka= [H30+] [R-]/ [HR]

poiché la concentrazione degli ioni H3O+ è uguale a quella degli ioni H+, la costante di acidità si può esprimere

Ka = [H+] [R-] / [HR]

Analogamente, per una base si ottiene la costante di basicità

Kb= [X+] [OH-] / [XOH]

Un valore elevato della costante indica che l’equilibrio è spostato a destra, cioè che l’acido (o la base) è molto dissociato, quindi forte. La costante di acidità di un acido in soluzione acquosa e la costante di basicità della sua base coniugata sono inversamente proporzionali e il loro prodotto è uguale al prodotto ionico dell’acqua:

KaKb = Kw= 10-14

La concentrazione degli ioni H+ nella soluzione acquosa di un acido debole, o quella degli ioni OH- nella soluzione acquosa di una base debole, corrisponde alla media geometrica tra la concentrazione iniziale e la costante di acidità o di basicità:

[H+] = \/KaCa

[OH-] = \/KbCb

Commenti

Commenta Chimica: come calcolare il pH.
Utilizza FaceBook.