Acidi E BASI. Calcolo DEL PH PDF

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ACIDI E BASI. CALCOLO DEL PH...

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Il pH, pOH e prodotto ionico dell'acqua Che cosa si intende per pH, pOH e per prodotto ionico dell’acqua? Per “p”, innanzitutto si intende logaritmo negativo (ovvero -log_10, che si legge "-logaritmo in base dieci", anche se il trattino basso non è un simbolo matematico, ma serve per precisare che il dieci sta al pedice di -log); per H si intende la concentrazione molare degli ioni H+ (che più formalmente si chiamano idrogenioni e si indicano come H3O+) dunque: 

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pH= -log[H3O+] Per pOH si intende la stessa cosa, non si parla più di concentrazione degli ioni H+ bensì della concentrazione degli ioni OH-, ossia degli ioni ossidrili, pertanto: pOH= -log[OH-]

È importante chiarire che il pH e il pOH non sono indipendenti tra loro (infatti conoscendo solamente il pH si può ricavare il pOH, e viceversa), questo perché nel contesto dell’acqua si crea un equilibrio tra gli ioni idrogeno e gli ioni ossidrili tale per cui: 

pH+ pOH= 14

Andando ad analizzare meglio il perché di questa relazione possiamo scrivere che: -log[H3O+]-log[OH-]= -logKw (Kwater)= 14 La Kwater l’abbiamo già vista quando abbiamo parlato, in lezioni precedenti, dell’autoprotolisi dell’acqua; essa è corrispondente al valore di 10^(-14); basta conoscere le proprietà dei logaritmi per capire dunque come mai -log_10(10^(-14)) = 14. D'ora in avanti, ometterò la base del logaritmo, che è sempre 10, in chimica. Dunque, il prodotto tra [H3O+][OH-]= 10^(-14). Partendo dal fatto che l’acqua pura a 25° ha pH neutro= 7 quindi [H+]=[OH-]=10^(-7): 

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una soluzione è acida quando il pH è < 7 dunque [H+]> 10^(-7) e [OH-]7 dunque [H+] < 10^(-7) e [OH-]> 10^(-7) poiché affinché la soluzione risulti basica la concentrazione degli ioni H+ deve essere inferiore rispetto a quella degli ioni OH-, dunque pH>7 e pOH 10^(-7) significa che assume dei valori come, ad esempio, 10^(-6), 10^(-5) etc, fino ad arrivare a uno. Calcolando il pH di quei valori notiamo come -log 10^(-6) sia = 6, ad esempio, e dunque un valore inferiore a 7 (condizione neutra). Possiamo in poche parole considerare un aumento della concentrazione dello ione H+ come indirettamente proporzionale al valore del pH, aumentando di 10 volte la concentrazione di H+ il pH diventerà di 1 valore inferiore al precedente (se [H+]=10^(-7), pH=7, se [H+]=10^(-6) pH= 6). Quando noi calcoliamo il pH e il pOH è importante sottintendere che il tutto avviene a una temperatura standard di 25°.

Acidi e basi Gli acidi sono sostanze che quando sono poste in acqua fanno aumentare la concentrazione di ioni H+ (liberandoli) e di conseguenza diminuire la concentrazione di ioni OH-. Le basi sono sostanze che poste in acqua fanno aumentare la concentrazione di ioni OH- (liberandoli) e di conseguenza diminuire la concentrazione di ioni H+. È importante conoscere ai fini del test tre teorie diverse che riguardano gli acidi e le basi e che segnano un’evoluzione del concetto e della definizione di acido e base.

Queste tre teorie sono: la teoria di Arrhenius, la teoria di Brönsted e Lowry (entrambe valide solo per soluzioni acquose) e infine la teoria di Lewis (valida anche per sistemi non acquosi).

La teoria di Arrhenius Secondo la teoria di Arrhenius gli acidi sono sostanze che, disciolte in acqua, liberano ioni H+, mentre le basi sono sostanze che, disciolte in acqua, liberano ioni OH-. Secondo questa teoria, acidi e basi aumentano rispettivamente le concentrazioni di ioni H+ e OH- perché nelle loro molecole contengono già questi ioni.

Questa teoria non spiega il comportamento basico di sostanze che non contengono gruppi OH.

La teoria di Brönsted e Lowry Secondo Brönsted-Lowry qualsiasi molecola o ione che può donare un protone è un acido; qualsiasi molecola o ione che può accettare un protone è una base. Una reazione acido-base, presa in questa teoria, consiste nel trasferimento di un protone H+ da un acido (donatore) a una base (accettore). Dal punto di vista strutturale la base dovrà possedere almeno una coppia di elettroni di non legame per accettare lo ione H+ mediante un legame dativo. Dunque, un acido e una base reagiscono tra loro per formare un altro acido e un’altra base; ogni acido, donando un protone si trasforma nella propria base coniugata (esempio HCl si trasforma nella base coniugata Cl- perdendo un protone) Analogamente ogni base, accettando il protone, si trasforma nel proprio acido coniugato (ad esempio NH3) si trasforma nell’acido coniugato NH4+ capace a sua volta di cedere un protone). Alcune specie chimiche sono in grado sia di cedere che di accettare protoni, pertanto vengono chiamate anfiprotiche e l’acqua ne è un esempio. Esempio: NH3 + H2O NH4+ + OH-. L’incongruenza di questa teoria sta nel fatto che un acido, in realtà, può dissociarsi anche senza donare a nessuno il protone; conseguentemente anche se è un acido non verrebbe considerato tale secondo questa teoria e stesso concetto vale per la base che non accetterebbe il protone.

La teoria di Lewis Secondo Lewis un acido è una sostanza in grado di accettare coppie di elettroni, una base è una sostanza in grado di donare coppie di elettroni (possiede perciò coppie di elettroni di non-legame). È curioso notare come Lewis parli di elettroni e non più di protoni, gli elettroni hanno però un comportamento “complementare” a quello degli protoni. Se un acido è una sostanza in grado di cedere un protone, allo stesso tempo è una sostanza che ha la capacità di accogliere elettroni (teoria compatibile con la precedente). È dunque interessante osservare come sostanze tipo BF3 siano sostanze acide anche senza contenere ioni H+. Abbiamo citato precedentemente il concetto di acido e base forte, ma cosa si intende esattamente?

Una specie è acida nei confronti dell’acqua se è in grado di protonarla, ossia di generare ioni H+ in essa. La forza di un acido corrisponde proprio alla sua attitudine a protonare l’acqua. La Ka è la costante di ionizzazione acida che misura la tendenza di un acido a ionizzarsi cedendo protoni all’acqua. Tanto più alto è il suo valore, tanto più numerosi gli ioni H+ e A- (specie generica) formatasi. Gli acidi forti hanno Ka molto elevata e si ionizzano completamente cedendo all’acqua tutti i loro protoni (esempio: HCl diventa H+ e Cl- dove H+ è il protone e Cl- è la specie generica nominata prima, si può notare come HCl ionizzi completamente in acqua). Gli acidi che non hanno queste caratteristiche sono considerati acidi deboli. Un acido debole ionizza solo parzialmente, formando pochi ioni e facendo rimanere inalterate (non ionizzate) le altre molecole. N.B.: acido forte non vuol dire acido molto concentrato, infatti un acido può essere forte ma essere presente in piccolissime quantità. Lo stesso concetto vale per le basi. Le basi forti sono le basi in grado di generare ioni OH- e di dissociarsi completamente in acqua (ad esempio NaOH che diventa Na+ e OH-). Ovviamente per le basi non si utilizzerà la costante di ionizzazione acida Ka ma la costante di ionizzazione basica Kb che permette di capire la tendenza della base ad accettare protoni H+ dall’acqua.

Ka e Kb sono correlate dalla Kw, infatti Kw= Ka x Kb, dove Kw è 10^(-14). 

sono acidi forti: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4;

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sono basi forti: NaOH, Ca(OH)2, Be(OH)2 (Sono basi forti tutti gli idrossidi che si ottengono con i metalli del primo e del secondo gruppo della tavola periodica).

Il calcolo del pH Come già detto, calcolare il pH vuol dire quantificare la concentrazione dei protoni in soluzione su una scala logaritmica. Variare di un’unità il pH vuol dire aumentare di 10 volte la concentrazione di protoni. Essendo che p è un operatore matematico che indica il logaritmo negativo, possiamo affermare che il pH è dunque il logaritmo negativo della concentrazione molare di protoni. (molarità= n/l= n/dm3 visto che 1L=1dm3). Al fine di saper fare bene i calcoli del pH è fondamentale essere a conoscenza di alcune proprietà base dei logaritmi che potrete spolverare nella sezione apposita della scuola online. Le due proprietà fondamentali da sapere nel caso specifico del calcolo del pH sono che 

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log_10(10^x) = x (basta chiedersi, qual è quel numero x a cui devo elevare la basedel logaritmo (10) al fine di ottenere l’argomento 10x; hai già la soluzione scritta, a che cosa devi elevare 10 per risultare 10x? Semplice, x; la seconda proprietà è che, prendendo un esempio, log_10[2 x 10^(-1)] = log 2 + log 101, dunque se ti si presenta -log [2 x 10^(-1)] sarà uguale a -log 2 + [-log 10^(-1)], dunque = -log2 + (1); l’ultima proprietà che tengo a sottolineare è che x*log(10^y) = log(10^xy), dunque, puoi moltiplicare ciò che c’è davanti al logaritmo per l’esponente dell’argomento; quando avrai -log10^(-1) è come dire log(10^1) che è 1.

Per velocizzare alcuni calcoli, imparati indicativamente che log2= 0,3, log3= 0,4, log4=0,6 (quindi ricordi che risultano tutti in valori decimali minori di 1 fino a quando non arriverete a log(10)=1). È importante sottolineare che per acidi che posso dissociare più ioni H+ non basta dire che il pH esatto è dato da -log[H+]: ad esempio se ho un acido che può dissociare 2 protoni H+ e ha una concentrazione molare di 0,1 (10^(-1)) posso dire che il pH equivarrà a: 

pH = -log 2 (numero protoni dissociabili) x 10^(-1) = -log [2x10^-1)].

Stessa identica cosa vale per i calcoli del pOH, ricordiamoci inoltre che se ho il pH posso ottenere il pOH facendo 14 - il valore del pH e viceversa per trovare il pH a partire dal pOH. Facciamo un esempio di calcolo del pH di una soluzione Ca(OH)2 10^(-5) M (molare). Ca(OH)2 è una base polivalente, con due ioni ossidrili per ogni molecola, dunque: 

pOH=-log[2x10^(-5)]=4,7 e il pH=14-4,7=9,3

Idrolisi salina Per idrolisi si intende una reazione chimica per la quale le molecole del reagente sono scisse in ioni quando il primo viene posto in soluzione acquosa. Dunque, nell’idrolisi l’acqua svolge la funzione di solvente. Talvolta gli ioni disciolti in acqua possono portare a una sensibile variazione del pH. Tutti i sali in soluzione acquosa si dissociano negli ioni che li costituiscono, dunque un sale è un elettrolita forte in quanto si dissocia completamente: 

AB—> A+ + B-

Non tutti i sali, una volta scissi nei propri ioni, provocano un cambiamento di pH, da cosa dipende ciò? Dividiamo tutto per casi in modo da chiarire meglio i concetti. Ricordiamo sempre che alla base della formazione di un sale c’è l’interazione tra un acido e una base. 

Sale derivante da un acido forte e una base forte

Per esempio, NaCl è un sale derivante da un acido forte HCl, e una base forte (NaOH); NaCl—> Na+ + Cl-. Na+ non dà un cambiamento di pH poiché è un acido coniugato di una base forte (NaOH); Cl- non dà un cambiamento di pH in quanto è una base coniugata di un acido forte (HCl). Dunque, questo sale non darà alcun effetto sul pH. Se lo ione negativo e lo ione positivo provengono da acidi forti, la soluzione è neutra. 

Sale derivante da un acido forte e da una base debole

Per esempio, NH4Cl è il sale derivante da un acido forte (HCl) e da una base debole (NH3). NH4Cl—> NH4+ + Cl-. Cl- non dà idrolisi in quanto è una base coniugata di un acido forte (HCl); NH4+ è l’acido coniugato di una base debole (NH3) e quindi dà un cambiamento di pH. NH4+ + Cl- —> NH3 + H3O+, idrolisi acida, pH CH3COO- + Na+. Na+ non dà idrolisi in quanto acido coniugato di una base forte; CH3COO- è la base coniugata di un acido debole, pertanto provocherà un cambiamento nel pH della soluzione.

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-, idrolisi basica, pH>7. Il calcolo del pH e del pOH in questi casi, si trova come spiegato nell'immagine di fianco. In particolare, Kw/Kb=Ka, equazione invertita per il prodotto ionico dell'acqua, così come Kw/Ka=Kb; è possibile applicare il "-log", cioè l'operatore matematico "p", ad entrambi i membri, per ottenere:  

pH=-log√(Ka x Cs) pOH=-log√(Kb x Cs)

Le soluzioni tampone Le proprietà dell’acqua di cambiare repentinamente il suo pH, anche per modestissime aggiunte di acidi e basi, può creare grandi problemi pratici; per frenare queste variazioni esistono apposite soluzioni chiamate soluzioni tampone che hanno la proprietà di opporsi a potenziali variazioni del pH. È importante sottolineare che il tampone ha effetto su piccole variazioni del pH. Il tampone è costituito da 2 molecole e queste due molecole sono una coppia acido-base di Brönsted e Lowry (l’acido dona il protone, la base lo accetta). 

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Acido debole e base coniugata: CH3COO- e CH3COOH; il CH3COO- può anche essere sostituito da un sale formato da acido debole e base forte come CH3COONa poiché, in soluzione acquosa, esso si separerà in CH3COO- e Na+; Base debole ed acido coniugato: NH3 e NH4+; l’acido coniugato può anche essere sostituito da un sale formato da una base debole e un acido forte come NH4Cl poiché, in soluzione acquosa, esso si separerà in NH4+ e Cl-. Due sali di un acido poliprotico: NaH2PO4 e Na2HPO4; sembra difficile individuare la coppia acido-base coniugata/base-acido coniugato ma in realtà è sempre presente, perché basta notare che le due molecole differiscono solamente per un protone H+ dunque la prima sarà l’acido e la seconda la sua base coniugata.

I due componenti (acido debole/base coniugata o base debole/acido coniugato) devono essere presenti in quantità circa uguali (stesso ordine di grandezza) se si vuole che il tampone risulti efficace. Ricorda: con acidi e basi forti non si formano tamponi. Per riconoscere subito un acido debole anche se sembra forte, bisogna contare la differenza di atomi tra ossigeni e idrogeni: quando la differenza è pari o superiore a 2 l’acido è forte, se no è debole. Per calcolare il pH di una soluzione tampone acido esiste una formula chiamata equazione di Henderson-Hasselbalch che prevede che: 

pH= -log(Ka) x -log (concentrazione di acido debole /concentrazione della base coniugata).

Per una soluzione basica: 

pOH= -log(Kb) x -log (concentrazione di base debole/concentrazione dell’acido coniugato).

Nel nostro organismo una situazione di aumento di ioni H3O+ provoca acidosi, una concentrazione di ioni OH- provoca alcalosi. Tali problematiche sono risolte dal sistema tampone dell’acido carbonico H2CO3/HCO3-....