Appunti di chimica su ph

PH

Per evitare di usare notazioni esponenziali per calcolare queste due importanti concentrazioni si fa ricorso all'operatore matematico:

pH = -log [H₃O⁺]

pOH = -log [OH^-]

Logaritmo e prodotto ionico dell'acqua:

-log K_w = -log [H₃O⁺][OH^-] = 14 = -log [H₃O⁺] - log [OH^-]

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 [H₃O⁺] (per gli acidi) o [OH^-] risulta uguale alla concentrazione iniziale dell'acido o della base.

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 [1x10^-8 M]

Quando la concentrazione delle sostanze è minore di 10^-6 M si deve tenere conto della dissociazione dell'acqua.

ESEMPIO: calcolare il pH di una soluzione 10^-8 M di HCl. Ma così è impossibile perché pH si imposta sull'acqua di purezza (7)!

Allora decomponiamo di nuovo:

• HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-
• H₂O → H₃O⁺ + OH^- (quando [H₃O⁺] = 1,62·10^-4 M)

[H₂O⁺][H₃O⁺] = [OH^-][Cl^-]

¹/₁₀ ^-8 1/10 = 1/10

Siccome [OH^-] = K_w / [H₃O⁺]

¹/₁₀ ≤ 1 = [H₃O⁺]²

[H₃O⁺] = √(K_w / H₃O⁺)] ¹/₁₀ ≤ 1,62 x 10^-10

[H₃O⁺] = 1,62·10^-7 → pH = log 10·7 -13 = 6,789