Propedeutica biochimica (prodotto ionico dell'acqua, pH, acido-base, soluzioni tampone)

Prodotto ionico dell'acqua e pH

L'acqua che è anfotera ha doppio comportamento, facendo reagire 2 molecole d'acqua, formazione strutture dalle 2 parti.

H₂O + H₂O ⇔ OH^- + H₃O⁺ con T=25°C [OH^-] = [H₃O⁺] = 10^-7.

[OH^-] × [H₃O⁺] = 10^-14 (valore noto costante), quindi K_w = [OH^-] [H₃O⁺] = 10^-14.

Le concentrazioni sono identiche.

Es. un acido in H₂O vede la liberazione di H₃O⁺, quindi la concentrazione di H₃O⁺ è maggiore di quella di OH^-.

• [H₃O⁺] > [OH^-] ➔ soluzioni acide.
• [OH^-] > [H₃O⁺] ➔ soluzioni basiche.
• [H₃O⁺] = [OH^-] ➔ soluzioni neutre.

* Base in acqua che libera OH^-.

A qualsiasi sia la variazione il prodotto non cambia, è sempre 10^-14.

pH = -log [H₃O⁺] = log 1/[H₃O⁺].

• Soluzioni acide pH < 7.
• Soluzioni neutre pH = 7.
• Soluzioni basiche pH > 7.

Applicando ad entrambi i membri della e log negativo si ottiene pOH + pH = 14.

Prodotto ionico dell'acqua e pH

L'acqua che è anfotera ha doppio comportamento, facendo reagire 2 molecole d'acqua e formando strutture dalle 2 parti.

H₂O + H₂O ⇔ OH^- + H₃O⁺ con T=25°C [OH^-] = [H₃O⁺] = 10^-7.

[OH^-] x [H₃O⁺] = 10^-14 (valore noto costante).

Quindi K_w = [OH^-] [H₃O⁺] = 10^-14.

Le concentrazioni sono identiche.

Es. un acido in H₂O vede la liberazione di H₃O⁺, quindi la concentrazione di H₃O⁺ è maggiore di quella di OH^-.

• [H₃O⁺] > [OH^-] → soluzioni acide.
• [OH^-] > [H₃O⁺] → soluzioni basiche.
• [H₃O⁺] = [OH^-] → soluzioni neutre.

* Base in acqua che libera OH^-.

A qualsiasi sia la variazione il prodotto non cambia, è sempre 10^-14.

pH = -log [H₃O⁺] = log 1/[H₃O⁺].

• Soluzioni acide pH<7.
• Soluzioni neutre pH=7.
• Soluzioni basiche pH>7.

Applicando ad entrambi i membri della p.e log negativo si ottiene pOH + pH = 14.

Per le 2OH il calcolo è uguale a quello del 2H.

2OH = -log [OH^-].

Dissociazione dell'acqua

H₂O + H₂O ⇄ OH^- + H₃O⁺ si comporta da acido e base arrivando ad una costante in grado di misurare il prodotto delle concentrazioni di H₃O⁺ e OH^-, prodotto ionico H₂O (K_w).

Aggiunta di acido H₃O⁺ > OH^- → acida; aggiunta base H₃O⁺.

Il pH

La misurazione del pH può essere fatta con cartine e indicazioni, ma per misure precise si impiega il metro per voltametri e le differenze di potenziale tra soluzioni a pH noto e l'altra calcolo log tra i valori unitari di pH c'è una differenza di 10 volte.

Acidi e basi forti disciolti in H₂O si dissociano completamente.

Il calcolo del pH di acido/base consideriamo: la concentrazione (in potenze di 10) H⁺ + OH^- liberati durante la reazione.

• Es. acido cloridrico HCl in H₂O → H⁺ + Cl^-.
• Acido solforico H₂SO₄ in H₂O → 2H⁺ + SO₄^2-.
• Idrossido di sodio NaOH in H₂O → Na⁺ + OH^-.
• Idrossido di potassio KOH in H₂O → K⁺ + OH^-.

Il numero di OH^- e H₃O⁺ è calcolato a livello finale.

La situazione varia se si considerano acidi e basi deboli dato che non c’è dissociazione completa in acqua.

Equilibrio verso sx -> forma non dissociata.

Non si può dunque fare il normale calcolo di pH ma si andranno a considerare i valori di Ka e Kb (equilibri).

Calcolo la dissociazione.

Ac. e basi deboli non dissociati in H₂O arrivano ad equilibrio tra forma ionizzata e non.

• Es. ac. carbonico/bicarbonato H₂CO₃ = H⁺ + HCO₃^-.
• Ac. acetico/acetato CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO^-.

Il calcolo del pH tiene conto di quanto l’acido si dissocia.

Reazione pH e concentrazione

Tabella di riferimento:

Prosegue così arrivando poi ad invertire i valori: aggiunta H⁺ 0, aggiunta OH^- 14.

pH < 7 > pOH.

Esercizi

Il pH di una soluzione di un acido (o di una base) forte dipende sia dalla concentrazione del soluto, sia dal n° di H⁺ (o di OH^-) che si liberano da ogni molecola dissociata.

1. Calcolare il pH di una soluzione acquosa di HCl 0,1 M.

   Possiamo considerare che la dissociazione in H₂O di HCl (ac. forte) sia praticamente completa HCl → H⁺ + Cl^-.

   pH = -log [H⁺] che equivale a pH = -log [HCl].

   Quindi pH = -log 0,1 pH = 1.

2. Calcolare il pH di una soluzione acquosa di NaOH 0,1 M.

   Se consideriamo che la dissociazione in H₂O di NaOH (b. forte) sia completa NaOH → Na⁺ + OH^-.

   [OH^-] = [NaOH].

   pOH = -log [OH^-] che equivale a pOH = -log [NaOH].

   Quindi pOH = -log 0,1 pOH = 1. Se pH = 14 - pOH allora pH = 14 - 1 pH = 13.

3. Calcolare il pH di una soluzione acquosa di H₂SO₄ 0,1 M.

   Consideriamo che la dissociazione in H₂O di H₂SO₄ (ac. forte) sia completa H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-.

   [H⁺] = 2x[H₂SO₄].

Proprietà acido-base dei sali: idrolisi salina

Un sale solubile viene completamente dissociato nei suoi ioni in soluzioni acquose. Le proprietà acido-base dipendono dalle caratteristiche degli ioni in cui si dissocia.

Va considerata l'idrolisi salina per il calcolo del pH.

Indica che la reazione con l'H₂O porta ad avere come risultato gli ioni di dissociazione, ovvero soluzioni di sostanze portano a diversi sali.

Sale neutro (derivante da acido e base forte) Nessuna variazione di pH (pH neutro). OH^- e H⁺ sono all’interno dell’acqua e non rientrano in reazione → non vengono liberati (può avvenire liberazione H₂O).

NaCl + H₂O.

Sale basico (derivante da acido debole e base forte) Aumento del pH (pH basico). Prevale il componente forte su quello debole. In acqua determina liberazione di OH^- che innalzano il pH.

Sale acido (derivante da acido forte e base debole) Ac. cloridrico e Ammina.

Liberazione H⁺ con diminuzione di pH.

Sali (derivante da acido e base deboli) può portare ad aumento o diminuzione di pH. (entrambi parzialmente dissociati) entrambi i componenti hanno Ka o Kb molto basso, ma tra i 2 uno sarà meno piccolo. Di conseguenza il "più forte" prevale e determina la variazione di pH. (vanno valutati attentamente) la variazione di pH è minima. es: ac. carbossilico + ammoniaca -> acetato Ammonio.

Soluzioni tampone

Le soluzioni tampone permettono di mantenere il pH costante anche con aggiunta di piccole quantità di acido o base. Stabilizzano il pH della soluzione facendo sì che la variazione venga calmata. Devono essere formate attentamente.

* Meglio se generalmente presentano con più acido debole e un suo sale + base forte componenti o base debole e suo sale + ac. forte.

È fondamentale la composizione se applicata a sol. fisiologiche.

Es: il sangue è un tipico sistema tampone.

È formato da H₂CO₃ /HCO₃ (ac. carbonico) ac. debole idrogeno carbonato.

Es: H₂CO₃ + OH^- <-> HCO₃^- + H₂O (HCO₃ tampone iniziale).