pH

Probabilmente conosci già la scala del pH dagli anni precedenti. È fatta più o meno così:

Figura 1. Scala del pH.

Dove collocheresti le seguenti sostanze sulla scala, se dovessi tirare a indovinare?

• Aceto balsamico.
• Birra.
• Acqua di mare.
• Sapone per le mani.

Figura 2. Esempi di pH di sostanze di uso quotidiano.

Si può notare che la scala del pH va da 0 a 14. La scala va anche oltre, ma i valori inferiori a 0 o superiori a 14 sono rari. Forse hai sentito dire che il pH è una misura dell'acidità di una sostanza. È vero, ma a questo livello di conoscenza la definizione andrà un po' oltre.

Definizione di pH

In Acidi e Basi di Brønsted-Lowry abbiamo definito un acido come un donatore di protoni. I protoni non sono altro che ioni idrogeno. Più un acido è forte, più tende a donare protoni, più il suo pH è basso. Usando la scala qui sopra, possiamo vedere che l'aceto balsamico è un acido molto più forte del sapone, per esempio, dona più protoni in soluzione.

Possiamo rappresentare il pH con la seguente equazione:

$\mathrm{pH}=-{\log }_{10}\left[{\mathrm{H}}^{+}\right(\mathrm{aq}\left)\right]$

Quindi, se conosciamo la concentrazione di ioni idrogeno in una soluzione, possiamo calcolare il pH della soluzione.

Maggiore è la concentrazione di ioni idrogeno in una soluzione, minore è il pH e viceversa. Un pH inferiore a 7 è acido, mentre superiore a 7 è alcalino. Forse in passato vi è stato detto che un pH di 7 è neutro, ma in realtà la neutralità ha una definizione diversa.

Quali sono gli acidi e le basi forti?

Come si ricorderà dall'articolo precedente, gli acidi sono donatori di protoni. In soluzione, si dissociano per formare ioni negativi e ioni idrogeno positivi. Questa dissociazione è chiamata anche ionizzazione. Si tratta di una reazione reversibile, come mostrato di seguito:

$\mathrm{HX}\leftrightharpoons {\mathrm{H}}^{+}+{\mathrm{X}}^{-}$

Tuttavia, alcuni acidi sono molto bravi a cedere i loro ioni idrogeno, tanto che la reazione è essenzialmente unidirezionale. Questi acidi vengono chiamati acidi forti.

Ne deriva la seguente equazione:

$\mathrm{HX}\to {\mathrm{H}}^{+}+{\mathrm{X}}^{-}$

Allo stesso modo, possiamo ottenere basi forti.

Se aggiungiamo una base forte all'acqua, otteniamo la seguente equazione:

$\mathrm{B}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{BH}}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-}$

Valore di pH di acidi e basi forti

Gli acidi forti hanno un pH basso perché hanno un'alta concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione. Ne sono un esempio l'acido cloridrico (HCl), l'acido nitrico (HNO₃) e l'acido solforico (H₂SO₄).

Le basi forti hanno una bassa concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione. Di conseguenza, hanno un pH elevato. Ne sono un esempio tutti gli idrossidi del gruppo 1 e del gruppo 2, come l'idrossido di sodio (NaOH).

Figura 3. pH di acidi e basi forti.

Come troviamo il pH di acidi forti?

Ricordiamo che un acido forte si dissocia completamente in una soluzione acquosa. Prendiamo come esempio l'acido cloridrico.

Se mettiamo 0.1 moli di acido cloridrico in 0.5 L di acqua, l'acido si dissocia completamente in 0.1 moli di ioni idrogeno, H⁺ e 0.1 moli di ioni cloruro Cl^-.

Per trovare la concentrazione, si divide il numero di moli per il volume della soluzione. Quindi, per trovare la concentrazione di ioni idrogeno in questa particolare soluzione, facciamo 0.1 mol/0.5 L= 0.2 mol L^-1.

E adesso? Come possiamo trovare il valore del pH?

Torniamo alla nostra equazione originale per il pH:

$\mathrm{pH}=-{\log }_{10}\left[{\mathrm{H}}^{+}\right(\mathrm{aq}\left)\right]$

Ora conosciamo la concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione. Pertanto, possiamo sostituirla nella nostra equazione come mostrato:

$\mathrm{pH}=-{\log }_{10}(0.2)=0.70$

Trovare [H+] dal pH

Cosa succede se si conosce il pH di un acido forte e si vuole trovare la sua concentrazione di ioni idrogeno? Possiamo riorganizzare l'equazione del pH per ottenere la concentrazione [H⁺]. Per prima cosa, invertiamo il segno meno:

$-\mathrm{pH}={\log }_{10}\left(\right[{\mathrm{H}}^{+}\left]\right)$

Successivamente, prendere gli antilogici di entrambi i lati:

${10}^{-\mathrm{pH}}=\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]$

Ecco fatto! Per trovare la concentrazione di ioni idrogeno, basta sostituire il valore del pH nell'equazione. Ecco un esempio che ti aiuterà a capire meglio:

Ora conosciamo il pH. Sostituiamolo nella nostra equazione:

$$\begin{gathered} {10}^{-0.75}=\left[{\mathrm{H}}^{+}\right] \\ \left[{\mathrm{H}}^{+}\right]=0.1778 \end{gathered}$$

Questo ci dà la concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione. Ma cosa sappiamo dell'acido cloridrico? L'acido cloridrico è un acido forte e si dissocia completamente in soluzione. Pertanto, la concentrazione di acido cloridrico è anche 0.1778 . Per trovare il numero di moli di acido cloridrico disciolte nella soluzione, possiamo moltiplicare la concentrazione per il volume:

0.1778 x 0.5 = 0.089 moli

Come troviamo il pH di basi forti?

Il calcolo del pH delle basi forti è un po' più complicato di quello del pH di un acido forte: c'è un passaggio in più. Per farlo, è necessario un valore noto come K_{w ,} anche noto come prodotto ionico dell'acqua. La sua equazione è la seguente:

${\mathrm{K}}_{\mathrm{w}}=\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]$

Il K_w varia a seconda della temperatura. A una temperatura fissa, K_w rimane sempre uguale. Ad esempio, di solito si lavora con acidi e basi a temperatura ambiente - circa 25℃. A questa temperatura, K_w assume il valore:

1.00 x 10 ^-14 mol²/L²

Se conosciamo la concentrazione di ioni idrossido nella soluzione, possiamo usare K_w per trovare la concentrazione di ioni idrogeno. Possiamo quindi calcolare il pH della soluzione, come abbiamo fatto sopra.

Esempio: calcolare il pH di 0.1 mol L^-1 di una soluzione di ioni idrossido NaOH.

Prova prima a rispondere alla domanda da solo. Ma se ti senti bloccato, esaminiamola insieme.

Poiché l'idrossido di sodio è una base forte, in soluzione si dissocia completamente in ioni idrossido e ioni sodio, OH^- e Na⁺ rispettivamente, come abbiamo visto sopra. La concentrazione di ioni idrossido nella soluzione è quindi anche 0.1 mol L^-1 . Possiamo utilizzare questo valore, insieme a K_w , per trovare la concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione.

${\mathrm{K}}_{\mathrm{w}}=\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]$

Dividi entrambi i lati per [OH^-] :

$\frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}=\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]$

Sostituisci i valori in:

$\frac{1.00\mathrm{x}{10}^{-14}}{0.1}=\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]=1.00\mathrm{x}{10}^{-13}$

Possiamo poi inserirli nella seguente equazione per il pH:

$$\begin{gathered} \mathrm{pH}=-\log (1.00\mathrm{x}{10}^{-13}) \\ \mathrm{pH}=13.00 \end{gathered}$$

Come trovare il pH di una miscela?

Calcolare il pH di un acido o di una base ci è chiaro, ma in chimica e nella vita di tutti i giorni è più frequente incontrare miscele di acidi e basi. Queste reagiscono tra loro in reazioni di neutralizzazione. Ad esempio, se si soffre di bruciore di stomaco, si possono assumere compresse di idrossido di magnesio per neutralizzare l'eccesso di acidi gastrici. In questo esempio, alcuni ioni idrossido della base, l'idrossido di magnesio, reagiscono con gli ioni idrogeno dell'acido, l'acido cloridrico, per formare acqua. Continueranno a reagire finché uno dei reagenti non sarà consumato. Questo reagente è il reagente limitante, mentre l'altro reagente è in eccesso.

Per determinare il pH di una miscela, è necessario stabilire quale reagente è in eccesso. Si può quindi calcolare la concentrazione degli ioni idrogeno o idrossido rimasti e calcolare il pH come prima. Per aiutarvi a capire il processo, vi illustreremo un esempio.

Esempio: una miscela contiene 0.05 L di 0.100 mol L^-1 H₂SO₄ e 0.025 L^-1 di 0.150 mol L^-1 di NaOH. Calcolare il pH.

Quindi possiamo calcolare il numero di moli di ioni idrogeno e di ioni idrossido presenti nella soluzione. Tuttavia, noterete che H₂SO₄ contiene due atomi di idrogeno per mole, il che significa che ogni mole disciolta nella soluzione produce due moli di ioni idrogeno acquosi. Quindi abbiamo $(5\mathrm{x}{10}^{-3})\mathrm{x}2=1\mathrm{x}{10}^{-2}$ moli di H⁺.

Facciamo la stessa cosa con NaOH.

0.025 x 0.150= 3.75 x 10^-3 moli di NaOH

Ogni mole di idrossido NaOH si dissocia per produrre una sola mole di ioni idrossido, quindi abbiamo 3.75 x 10^-3 moli di ioni idrossido.

Si tratta però di una reazione di neutralizzazione e quindi gli ioni idrogeno reagiscono con gli ioni idrossido, come abbiamo detto sopra. La reazione avviene in rapporto 1:1. Abbiamo meno ioni idrossido che ioni idrogeno, il che significa che alcuni ioni idrogeno non reagiranno e rimarranno nella soluzione. Per trovare questo valore, sottrarre il numero di ioni idrossido dal numero di ioni idrogeno:

$(1\mathrm{x}{10}^{-2})-(3.75\mathrm{x}{10}^{-3})=6.25\mathrm{x}{10}^{-3}$

Questo è il numero di ioni idrogeno rimasti nella soluzione. Possiamo ora calcolare il pH come negli esempi precedenti, prima lavorando con [H⁺] usando il volume totale, che è 0.05 + 0.025 = 0.075 L , e poi prendendo i log:

$$\begin{gathered} \left[{\mathrm{H}}^{+}\right]=(6.25\mathrm{x}{10}^{-3})\mathrm{፥}0.075{\mathrm{dm}}^3=0.083\mathrm{mol}{\mathrm{dm}}^{-3} \\ \mathrm{pH}=-\log (0.083)=1.08 \end{gathered}$$

Questi punti chiave riassumono come si calcola il pH per gli acidi forti, le basi e le loro miscele.

Per un acido forte:

• Calcolare le moli di H⁺
• Calcolare [H⁺]
• Calcolare il pH

Per una base forte:

• Calcolare le moli di OH^.
• Calcolare [OH^-]
• Usare K_W per calcolare [H⁺]
• Calcolare il pH

Per una miscela:

• Calcolare le moli di H⁺ e OH^.
• Calcolare le moli in eccesso di H⁺ e OH^.
• Calcolare [H⁺] o [OH^-]
• Calcolare il pH.