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.
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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.
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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
