Appunti di chimica su ph

pH

Per evitare di usare notazioni esponenziali, per calcolare queste dee importanti concentrazioni si fa ricorso all'operatore matematico: p = -log

pH = -log[H₃O⁺]

pOH = -log[OH^-]

Acidità e basicità

Logaritmando il prodotto ionico dell'acqua: -log K_w = -log ([H₃O⁺][OH^-])

pH = 14 - pOH

14 = pH + pOH

pH = 14 - pOH

pOH = 14 - pH

• pH = pOH = 7 Soluzione neutra
• pH < 7 Soluzione acida
• pH > 7 Soluzione basica

pH di una soluzione contenente acido/base forte

Gli acidi e le basi forti in acqua sono completamente dissociati, per cui la concentrazione iniziale coincide con [H₃O⁺] (per gli acidi) o con [OH^-] (per le basi).

Esempio acido

pH soluzione 10^-2 M di HCl

HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺

[pH] = -log [H₃O⁺] = -log 10^-2 = 2;

Esempio base

pH soluzione 3 10^-5 M di NaOH

NaOH + H₂O → Na⁺ + OH^-

pOH = -log [OH^-] = -log 3 10^-5 = 4,523

pH = 14 - pOH = 14 - 4,523 = 9,477

pH di una soluzione con [ ] < 10^-6

Quando la concentrazione delle sostanze è minore a 10^-6 M, si deve tener conto della dissociazione dell'acqua: Esempio: calcolare il pH di una sola soluzione acida 10^-8 M di HCl

[HCl + H₂O] => H₃O⁺ + Cl^-

H₂O → H⁺ OH^-

[H₃O⁺] = [H₃O⁺] + [OH^-] + [Cl^-]

<&sup> 10^-8 at t = 0 t = ∞

Poiché [OH^-] = k_w / [H₃O⁺] < [H⁺] = log H^-3 constant = 1,62 - M 10.7

[H₃O⁺] = [H₃O⁺] + [0] = 10^-15)¹⁰

[H₃O⁺] - [H₃O⁺] + 10^-7 = 10^-M

[H₃O⁺] = 10^-M + 4⋅10^-14 = 5 = 6,9

[H₃O⁺] 0,1 = 1,87 ⋅ 1,27⋅10_-12

[H₃O⁺] = 1,62 ⋅ 10(15)(0,37i]

[H₃O⁺] 1,62 ⋅ 10^-9

pH = log 7 ⟹ soluzione basica

pH di una soluzione contenente acido/base forte

Gli acidi e le basi forti in acqua sono completamente dissociati, per cui [H₃O⁺] (per gli acidi) e [OH^-] (per le basi) risultano uguali alla concentrazione iniziale dell'acido o della base.

Esempio acido

pH soluzione 10^-2 N di HCl

HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺

pH = -log [H₃O⁺] = -log 10^-2 = 2

Esempio base

pH soluzione 3*10^-5 N di NaOH

NaOH + H₂O → Na⁺ + OH^-

pOH = -log [OH^-] = -log 3*10^-5 = 4,523

pH = 14 - pOH = 14 - 4,523 = 9,477

pH di una soluzione con [I] -6

Quando la concentrazione delle soluzioni è minore di 10^-6 N si deve tener conto della dissociazione dell'acqua.

Esempio: calcolare il pH di una soluzione 10^-8 N di HCl

HCl + H₂O ⇒ H₃O⁺ + Cl^-

H₂O ⇒ H₃O⁺ + OH^-

[H₂O]⁺ = [H₃O⁺] + [OH^-] + [Cl^-]

Poiché [OH^-] = K_w / [H₃O⁺]

[Cl^-] ≅ [Cl^-] della base debole

[H₃O⁺] = K_w / [H₃O⁺] + 10^-8

[H₃O⁺] - 10^-14 / [H₃O⁺] = 10^-8

Δ = 10^-14 + 4 * 10^-14 = 5 * 10^-14

[H₃O⁺] = (-(-10^-8) ± √((10^-8)² + 4 * 5 * 10^-14)) / 2 = 1,162 * 10^-7

pH = log [0,9 10^-7] ≅ 6,939

Acido forte/debole

La forza di un acido misura la tendenza a cedere ioni H⁺; qualunque cosa è la forza dell'acido relativa all'acqua.

HA + H₂O ⇆ A^- + H₃O⁺

K_eq = [A^-][H₃O⁺] [HA][H₂O]

Costante di dissociazione acida

K_a > 10^-4 acido forte K_a -4 acido debole

Base forte/debole

La forza di una base misura la sua tendenza ad acquistare ioni H⁺ per acqua, cioè è per forza della base relativa all'acqua.

A^- + H₂O ⇆ HA + OH^-

K_eq = [HA][OH^-] [A^-][H₂O]

Costante di dissociazione basica

K_b > 10^-4 base forte K_b -4 base debole

Riepilogo formule pH

pH = -log [H₃O⁺] pOH = log [OH^-] = pH = 14-pOH

Se si tratta di acidi/basi forti, cioè se K_a, K_b ≥ 10^-4

Se invece si tratta di acidi/basi deboli si usano le formule semplificate:

K_w = 10^-4 [H₃O⁺] = [K_w : c_v] pH = ¹⁄₂ pK_w - ¹⁄₂ log c_v

pOH = ¹⁄₂ pK_b + ¹⁄₂ log c_b