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Le informazioni di medicina e salute contenute nel sito sono di natura generale ed a scopo puramente divulgativo e per questo motivo non possono sostituire in alcun caso il consiglio di un medico (ovvero un soggetto abilitato legalmente alla professione).
Prodotto ionico dell’acqua e pH
Prodotto ionico dell’acqua
L’acqua è un elettrolita debolissimo e si dissocia secondo la reazione:
H2O D H+ + OH-
La costante di equilibrio dell’acqua è molto piccola Ke = 1,8x10-16:
Ke = 
La concentrazione dell’acqua: nm = 
moli/litro, visto il valore della costante, possiamo affermare che non varia a seguito della dissociazione (da 55,5 moli se ne dissociano 0,0000001 moli).
La relazione di equilibrio può essere quindi modificata considerando costante la concentrazione di H2O: Ke [H2O] = [H+] [OH-] = 1,8 x 10-16 55,5 = 1,0010-14 mol2/l2 = Kw.
Kw prende il nome di prodotto ionico dell’acqua: Kw = [H+][OH-].
Nell’acqua la [H+] = [OH-], quindi sostituendo nella relazione precedente si ha: Kw = [H+][H+] = [H+]2; da cui [H+] = 
= 
= 10-7 moli/litro, ed in base a quanto avevamo affermato in precedenza: [H+] = [OH-] = 10-7 moli/litro.
Operazioni con i logaritmi
Per indicare la basicità o l’acidità di una soluzione si preferisce utilizzare il pH.
Per poter calcolare il pH occorre conoscere alcune operazioni con i logaritmi decimali. Il logaritmo decimale di un numero è l’esponente da attribuire a 10 per ottenere il numero stesso:
Log 1 = Log 100 = 0;
Log 10 = Log 101 = 1
Log 100 = Log 102 = 2.
Per il pH occorre saper calcolare il logaritmo di numeri piccoli, compresi tra 0 e 1:
Log 0,1 = Log 10-1 = -1, quindi -(Log 10-1) = -(-1) = 1
Log 0,01 = Log 10-2 = -2, quindi -(Log 10-2) = -(-2) = 2.
Occorre inoltre conoscere alcune proprietà dei logaritmi:
Log ab = Log a + Log b;
Log a/b = Log a – Log b;
Log an = n Log a
Il pH
Come abbiamo già detto, per indicare la basicità o l’acidità di una soluzione si preferisce utilizzare il pH o il pOH:
pH = - Log [H+];
pOH = - Log [OH-].
Le relazioni inverse sono le seguenti:
[H+] = 10-pH;
[OH-] = 10-pOH.
Ci proponiamo adesso di calcolare la relazione esistente tra pH e pOH:
Kw = [H+][OH-], calcolando il logaritmo di entrambi i membri si ha:
-Log Kw = -(Log [H+][OH-]) = -(Log [H+] + Log [OH-]) = -(-pH - pOH) = pH + pOH, ed essendo
-Log Kw = -Log 10-14 = 14, otteniamo la seguente relazione pH + pOH = 14.
Acidità e basicità di una soluzione
L’acidità o la basicità di una soluzione dipende dalla concentrazione degli ioni H+ e di conseguenza degli ioni OH- presenti in soluzione, come è facile constatare dalla relazione del prodotto ionico dell’acqua, quando la concentrazione degli ioni H+ aumenta si ha una diminuzione della concentrazione degli ioni OH- e viceversa. La tabella sottostante mette in evidenza i tre casi che si possono verificare:
Soluzione |
[H+] |
[OH-] |
pH |
pOH |
Neutra |
10-7 |
10-7 |
7 |
7 |
Acida |
> 10-7 |
< 10-7 |
< 7 |
> 7 |
Basica |
< 10-7 |
> 10-7 |
> 7 |
< 7 |
Determinazione del pH
Determinazione del pH degli acidi forti
Gli acidi forti sono completamente dissociati, quindi si ha:
HA ® H+ + A-
Indicando con Ca la concentrazione iniziale dell’acido, la concentrazione di H+ dovuta alla sua dissociazione sarà uguale alla concentrazione iniziale dell’acido. Ca = [H+]
In conclusione il pH di un acido forte si calcola:
pH = -Log Ca
Determinazione del pH delle basi forti
Le basi forti sono completamente dissociate, quindi si ha:
NaOH ® Na+ + OH-
Indicando con Cb la concentrazione iniziale della base, la concentrazione di OH- dovuta alla sua dissociazione sarà uguale alla concentrazione iniziale della base. Cb = [OH-]
In conclusione il pH di un acido forte si calcola:
pOH = -Log Cb
Determinazione del pH degli acidi deboli
Gli acidi deboli sono parzialmente dissociati:
CH3COOH D CH3COO- + H+
La dissociazione di un acido debole da quindi origine ad un equilibrio chimico:
Ka = 
Essendo l’acido acetico un acido debole, poco dissociato (da 100 molecole se ne dissocia soltanto 1) con Ka < 10-4, la concentrazione iniziale dell’acido è all’incirca uguale alla concentrazione all’equilibrio: Ca @ [CH3COOH].
Da una molecola di acido si forma uno ione H+ e uno ione CH3COO- , quindi si ha:
[H+] @ [CH3COO-].
Sostituendo nell’equilibrio si ha:
Ka = 
da cui [H+]2 = KaCa e quindi: [H+] = 
Di conseguenza il pH di un acido debole si calcola:
pH = - Log 
.
Determinazione del pH delle basi deboli
Le basi deboli sono parzialmente dissociate:
NH4OH D NH4+ + OH-
La dissociazione di una base debole da quindi origine ad un equilibrio chimico:
Kb = 
Essendo l’idrossido di ammonio una basae debole, poco dissociato (da 100 molecole se ne dissocia soltanto 1) con Kb < 10-4, la concentrazione iniziale della base è all’incirca uguale alla concentrazione all’equilibrio: Cb @ [NH4OH].
Da una molecola di base si forma uno ione OH- e uno ione NH4+ , quindi si ha:
[NH4+] @ [OH-].
Sostituendo nell’equilibrio si ha:
Kb = 
da cui [OH-]2 = KbCb e quindi: [OH-] = 
Di conseguenza il pOH di una base debole si calcola:
pOH = - Log 
.
Soluzioni tampone
Le soluzioni tampone servono a mantenere pressoché invariato il pH durante quei processi che potrebbero arrestarsi per tale variazione.
Esempio si soluzione tampone (acido debole + sale) : CH3COOH + CH3COONa
L’acido acetico è un acido debole, l’acetato di sodio è un suo sale che deriva dall’idrossido di sodio, cioè da una base forte. La contemporanea presenza dei due composti da luogo ad una soluzione tampone (acido debole + sale).
Cercheremo adesso di calcolare il pH di una soluzione tampone del tipo acido debole + sale.
CH3COONa ® CH3COO- + Na+
CH3COOH D CH3COO- + H+
L’acetato di sodio, come tutti i Sali, è un elettrolita forte, completamente dissociato.
L’acido acetico è un acido debole con costante Ka < 10-4, quindi è poco dissociato, da luogo ad un equilibrio chimico notevolmente spostato verso sinistra. Da 100 molecole di acido se ne dissocia meno di una.
Ka = 
La presenza del sale fa aumentare la [CH3COO-] ed in base al principio di Le Chatelier fa dissociare ancora di meno l’acido. In base alle considerazioni esposte si ha:
La quantità di CH3COO- proveniente dalla dissociazione dell’acido è trascurabile rispetto a quella che proviene dalla dissociazione del sale: [CH3COO-] @ Cs.
L’acido acetico è poco dissociato, anche per la presenza del sale: [CH3COOH] @ Ca.
Sostituendo nell’equilibrio si ha:
Ka = 
; [H+]= 
. Il pH si calcola quindi: pH = -Log 
Azione delle soluzioni tampone acido + sale
Le soluzioni tampone sono in grado di neutralizzare l’eventuale formazione di acidi e di basi forti che si vengono a formare durante il processo.
Se nel corso della reazione si forma una base forte come NaOH viene neutralizzata dall’acido:
CH3COOH + NaOH ® CH3COONa + H2O;
Se nel corso della reazione si forma un acido forte come HCl viene neutralizzata dal sale:
CH3COONa + HCl ® CH3COOH + NaCl.
In entrambi i casi il pH continuerà a dipendere dalla soluzione tampone. Il pH varierà quindi di una unità quando il rapporto tra Ca e Cs cambierà di ben 10 volte. Tale cambiamento può essere evitato utilizzando concentrazioni relativamente elevate di tali composti.
Esempio di soluzione tampone (base debole + sale): NH4OH + NH4Cl
L’idrossido di ammonio è una base debole, il cloruro di ammonio è un suo sale che deriva dall’acido cloridrico, cioè da un acido forte. La contemporanea presenza dei due composti da luogo ad una soluzione tampone (base debole + sale). NH4OH + NH4Cl
Cercheremo adesso di calcolare il pH di una soluzione tampone del tipo base debole + sale.
NH4Cl ® NH4+ + Cl-
NH4OH D NH4+ + OH-
Il cloruro di ammonio, come tutti i Sali, è un elettrolita forte, completamente dissociato.
L’idrossido di ammonio è una base debole con costante Kb < 10-4, quindi è poco dissociata, da luogo ad un equilibrio chimico notevolmente spostato verso sinistra. Da 100 molecole di base se ne dissocia meno di una.
Kb = 
La presenza del sale fa aumentare la [NH4+] ed in base al principio di Le Chatelier fa dissociare ancora di meno la base. In base alle considerazioni esposte si ha:
La quantità di NH4+ proveniente dalla dissociazione della base è trascurabile rispetto a quella che proviene dalla dissociazione del sale: [NH4+] @ Cs.
L’idrossido di ammonio è poco dissociato, anche per la presenza del sale: [NH4OH] @ Cb.
Sostituendo nell’equilibrio si ha:
Kb = 
; [OH-]= 
. Il pOH si calcola quindi: pOH = -Log 
Azione delle soluzioni tampone base + sale
Anche queste soluzioni tampone sono in grado di neutralizzare l’eventuale formazione di acidi e di basi forti che si vengono a formare durante il processo.
Se nel corso della reazione si forma una base forte come NaOH viene neutralizzata dal sale:
NH4Cl + NaOH ® NH4OH + NaCl;
Se nel corso della reazione si forma un acido forte come HCl viene neutralizzata dalla base:
NH4OH + HCl ® NH4Cl + H2O.
In entrambi i casi il pH continuerà a dipendere dalla soluzione tampone. Il pH varierà quindi di una unità quando il rapporto tra Cb e Cs cambierà di ben 10 volte. Tale cambiamento può essere evitato utilizzando concentrazioni relativamente elevate di tali composti.
Idrolisi
Anche i Sali quando vengono solubilizzati provocano una variazione del pH. In genere si distinguono quattro casi:
Sali provenienti da un acido forte e da una base forte
Il cloruro di sodio in acqua si dissocia secondo la reazione:
NaCl ® Na+ + Cl-
Secondo la teoria di Brönsted ogni acido ha una sua base coniugata e ogni base ha un suo acido coniugato, nell’esempio lo ione Na+ è l’acido coniugato della base NaOH, e Cl- è la base coniugata dell’acido HCl. Per quanto riguarda le costanti di dissociazione vale la seguente relazione:
Ka×Kb = Kw.
Solubilizzando il cloruro di sodio si dovrebbero verificare le seguenti reazioni:
Na+ + H2O D NaOH + H+
Cl- + H2O D HCl + OH-
Siccome le costanti Ka dell’acido cloridrico (acido forte) è molto grande la Kb dello ione Cl- è piccolissima, analogamente la costante Kb dell’idrossido di sodio (base forte) è molto grande quindi la costante Ka dello ione Na+ è piccolissima.
In conclusione possiamo affermare che entrambe le reazioni di idrolisi sono completamente spostate verso sinistra e quindi non provocano nessuna variazione di pH. Del resto è facile notare come dalle reazioni di idrolisi si dovrebbero formare un acido forte (HCl) e una base forte (NaOH) che sappiamo essere completamente dissociati.
Sali provenienti da un acido forte e da una base debole
Il cloruro di ammonio in acqua si dissocia secondo la reazione:
NH4Cl ® NH4+ + Cl-
Come abbiamo già visto lo ione Cl- non influisce sul pH, lo ione NH4+ in quanto acido coniugato di una base debole da invece luogo alla seguente reazione:
NH4+ + H2O D NH4OH + H+
che fa aumentare la concentrazione degli ioni H+.
L’equilibrio è regolato dalla costante Ka dell’acido coniugato NH4+ che si calcola: Ka = 
.
La relazione che consente di calcolare il pH è simile a quella degli acidi deboli:
pH = -Log 
Sali provenienti da un acido debole e da una base forte
L’acetato di sodio in acqua si dissocia secondo la reazione:
CH3COONa ® CH3COO- + Na+
Come abbiamo già visto lo ione Na+ non influisce sul pH, lo ione CH3COO- in quanto base coniugata di un acido debole da invece luogo alla seguente reazione:
CH3COO- + H2O D CH3COOH + OH-
che fa aumentare la concentrazione degli ioni OH-.
L’equilibrio è regolato dalla costante Kb della base coniugato CH3COO- che si calcola: Kb = 
.
La relazione che consente di calcolare il pOH è simile a quella delle basi deboli:
pOH = -Log 
Indicatori di pH
Un metodo utile per conoscere il pH di una soluzione consiste nell’usare uno strumento elettronico, il piaccametro, che indica direttamente il pH della soluzione quando i suoi elettrodi sono immersi nella soluzione stessa.
Se il piaccametro non è disponibile vengono usate alcune sostanze chiamate indicatori di pH.
Gli indicatori di pH sono basi o acidi organici deboli i cui colori sono diversi da quelli dei loro acidi o basi coniugati. Un indicatore acido in soluzione dà luogo al seguente equilibrio:
HIn D H+ + In-
Le due forme dell’indicatore, associata (HIn) e dissociata (In-), hanno colori diversi e sono legate al pH della soluzione. Infatti l’equilibrio si sposta a destra se diminuisce la quantità di ioni H+, a sinistra se la quantità di ioni H+ presenti in soluzione aumenta e si avrà così la prevalenza di un colore o di un altro.
PRODOTTO DI SOLUBILITÀ
Anche i Sali poco solubili danno origine ad un equilibrio chimico, tale equilibrio si ha tra la soluzione ed il corpo di fondo.
Prendendo in esame una soluzione satura di bromuro d’argento, un composto ionico poco solubile in acqua, si osserva un equilibrio tra la forma ionica presente in soluzione e il solido come corpo di fondo. L’equazione di equilibrio per una soluzione satura di bromuro d’argento è:
AgBr D Ag+ + Br-
La costante di equilibrio (Ke) di questo sistema è:
Ke = 
Tuttavia, siccome siamo in presenza di una sostanza solida, la cui concentrazione rimane costante, questa si può inglobare
nella costante: Ke [AgBr] = [Ag+] [Br-]
Il termine Ke [AgBr] è ancora costante e viene chiamato costante del prodotto di solubilità Kps.
Kps = [Ag+] [Br-]
Il valore della costante del prodotto di solubilità, come tutte le costanti di equilibrio dipende dalla temperatura.
Fonte: http://www.michiweb.it/public/Appunti/Determinazione%20del%20pH.doc
Sito web da visitare: http://www.michiweb.it/public/Appunti/
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