Ionizzazione dell'acqua
L'acqua pura, spontaneamente si trova ionizzata in piccolissima percentuale (autoprotolisi dell'acqua), costante per una data temperatura:
In realtà lo ione H+ non rimane libero ma si associa ad una molecola di H2O formando lo ione H3O+.
A 25° la costante di equilibrio (applicata per semplicità alla prima) è:
Poiché la costante di dissociazione è molto bassa, la quantità di H2O non dissociata corrisponde a quella totale, che si può considerare costante, ed espressa in moli per litro vale:
Possiamo perciò inglobare l'acqua nella costante di equilibrio:
Keq [H2O] = [H+] [OH-]
Il prodotto di questi ioni è perciò costante ed è indicato con Kw (prodotto ionico dell'acqua) che vale:
Kw = Keq [H2O] = 1,8·10-16 · 55,5 = 1,0·10-14 n/l
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Poiché [H+] = [OH-]
se [H+] = 10-7 anche [OH-]=10-7
Acidità e basicità della soluzione
Poiché l'acqua pura ha una concentrazione di ioni H+ uguale a quella degli ioni OH- la soluzione si definisce neutra.
Se all'acqua aggiungo H+, per il principio dell'equilibrio mobile il sistema si oppone a tale variazione: una parte si associa con gli ioni OH- presenti nell'acqua e perciò la concentrazione di OH- diminuisce per mantenere valida la relazione [H+][OH-] = Kw. Così abbiamo H+ maggiore di OH- e la soluzione si dice acida.
Se aggiungiamo una base all'acqua, una parte degli ioni OH- cattura gli ioni H+ presenti, che perciò diminuiscono: la soluzione è basica.
| [H+] = [OH-] | [H+] = 10-7 | soluzione neutra |
| [H+] > [OH-] | [H+] > 10-7 | soluzione acida |
| [H+] < [OH-] | [H+] < 10-7 | soluzione basica |
Il pH
Per indicare l'acidità o la basicità di una soluzione si fa riferimento alla concentrazione degli ioni H+ utilizzando una grandezza particolare: il pH.
Il pH è il logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni H+.
pH = -log [H+]
Il pH dell'acqua pura è 7, infatti:
pH = -log [H+] = -log 10-7 = 7
Aggiungendo un acido o una base forte all'acqua si ha uno spostamento dell'equilibrio, perciò si modifica il valore del pH.
Conclusione:
| soluzione acida | 0 = pH = 6.99 | [H+]> 10-7 n/l | [OH-]> 10-7 n/l |
| soluzione neutra | pH = 7 | [H+] = 10-7 n/l | [OH-] = 10-7 n/l |
| soluzione basica | 7.01= pH= 14 | [H+]< 10-7 n/l | [OH-][OH-] < 10-7 n/l |
Se conosco la concentrazione degli ioni OH- ho il
pOH = - log [OH-]
Da qui posso ugualmente risalire al pH, sapendo che:
pH + pOH = 14
Conoscendo il pH posso, con l'operazione inversa, risalire la concentrazione degli ioni H+ e OH-:
[H+] = 10-pH
[OH-] = 10-pOH
Calcolo del pH di acidi e basi forti
Se aggiungiamo 10-4 n/l di HCl in acqua:
| HCl | → | H+ | + | Cl- | |
inizio | 10-4 | 0 | 0 | ||
all'equilibrio | 0 | 10-4 | 10-4 |
Le moli di H+ dell'acido si sommano a quelle dell'acqua, ma essendo quest'ultimo valore molto piccolo può essere trascurato, pertanto:
pH = -log [H+] = -log 10-4 = 4
Analogo ragionamento può essere fatto per le basi però, in questo caso, ad aumentare sono gli ioni OH- e, conseguentemente, diminuiscono gli ioni H+ (Kwè infatti una costante);
se ad esempio mettiamo 10-3 n/l di NaOH in acqua abbiamo:
| NaOH | → | Na+ | + | OH- | |
inizio | 10-3 | 0 | 0 | ||
all'equilibrio | 0 | 10-3 | 10-3 |
Conoscendo la concentrazione degli ioni OH- si ricava quella degli ioni H+:
→
e poi si calcola il pH:
pH = -log [H+] = -log 10-11 = 11
Lo stesso risultato si poteva ottenere calcolando prima il pOH (pOH = -log [OH-]).
In generale:
Trascurando gli ioni provenienti dalla ionizzazione dell'acqua, che sono in minima quantità,
Ca ˜≅ [H+]→pH = - log Ca
Cb ˜≅ [OH-] →pOH = - log Cb
Calcolo del pH di acidi e basi deboli
Consideriamo un generico acido:
| HA | + | H2O | → | H3O+ | + | A- | |
inizio | Ca | 0 | 0 | ||||
all'equilibrio | Ca - x | x | x |
Applichiamo la costante di equilibrio.
Poiché l'acqua è in quantità molto grande rispetto alle altre specie, può essere inglobata nella costante.
Essendo:
[HA] = Ca e [H3O+] = [A-]
pH = - ½ log Ka - ½ log Ca
Per le basi si procede alla stessa maniera:
pOH = - ½ log Kb - ½ log Cb
Miscele acido-base e neutralizzazione
La neutralizzazione è la reazione tra un acido e una base in cui gli ioni H+ dell'acido reagiscono con gli ioni OH- della base dando H2O e il pH della soluzione è 7.
Questo si verifica quando l'acido e la base sono in quantità equivalenti e hanno la stessa forza.
Quando una delle suddette condizioni non si verifica, non si ha la neutralizzazione. In particolare:
Acido forte + base forte
[A] = [B]Soluzione neutra
[A] > [B]Soluzione acida
[A] > [B]Soluzione basica
Acido forte + base debole
[A] = [B]Soluzione acida
Acido debole + base forte
[A] = [B]Soluzione basica
Acido debole + base debole
[A] = [B]pH = - ½ log Ka1 - ½ log Ka2