Acidi, Basi e PH

Teorie acido-base, il pH


Per definire acidi e basi si usano comunemente tre descrizioni fornite da altrettanti studiosi:

Teoria di Arrhenius

Secondo lo svedese Arrhenius (1858-1927), un acido è una sostanza che in acqua libera ioni H+ (protoni) mentre una base in acqua libera ioni OH-.

Per esempio:

HCl (g) ---> H+ (aq) + Cl- (aq)

NaOH (s) --->  Na+ (aq) + OH- (aq)

Questa teoria non spiega comunque la basicità di composti privi di gruppi OH, come l'ammoniaca NH3, ed è limitata alle soluzioni acquose.

Teoria di Bronsted e Lowry

Secondo questa teoria, che seguì circa 30 anni dopo la  teoria di Arrhenius, un acido è una sostanza che può donare protoni (ioni H+), una base invece una sostanza che può accettare protoni.

Quindi secondo questa teoria in ogni reazione che coinvolge un acido o una base ci sono sempre due sostanze, una che fa da acido e l'altra che fa da base. L'acqua può comportarsi da accettore o donatore di protoni nei confronti rispettivamente degli acidi e delle basi. Per esempio:

H2S + H2O ----> H3O+ + HS-     L'acqua si comporta da base in quanto accetta il protone dell'acido solfidrico

NH3 + H2O ----> NH4+ + OH-    L'acqua si comporta da acido nei confronti della base ammoniaca

Teoria di Lewis

Secondo Lewis (1876-1946) gli acido sono sostanze che possono accettare una coppia di elettroni, le basi sono sostanza che invece donano una coppia di elettroni.

Secondo questa teoria diventano acidi e basi anche sostanze che, con le precedenti teorie, non lo erano, per esempio lo ione zinco si comporta da acido di Lewis in acqua:

Zn2+ + 2H2O ----> Zn(OH)2  (aq) + 2 H+ (aq)

Lo ione carbonato in soluzione è una base di Lewis:

CO32- +  2H2O ---> H2CO3 (aq) + 2OH- (aq)

 

Acidi e Basi vengono facilmente distinti grazie all'utilizzo di cartine tornasole, che si colorano in rosso in soluzione acida o in blu se in soluzione basica.

 

Il pH:

L'acqua è un debolissimo elettrolita, ossia la sua dissociazione è scarsissima (tanto che l'acqua distillata non conduce la corrente).

H---O---H   <----->  H+ + OH-

La doppia freccia indica la presenza di un equilibrio. Si definisce costante di equilibrio il rapporto tra le concentrazioni dei prodotti della reazione fratto la concentrazione di reagenti:

Keq = [H+] [OH-]  / [H2O]

A 25°il valore di Keq per l'acqua è 1,8 • 10-16  , valore molto basso che indica che la reazione è spostata fortemente verso l'acqua non ionizzata. La concentrazione molare dell'acqua è calcolabile facilmente in questo modo:

Un litro di acqua pesa 1000 g, quindi l'acqua ha densità 1000 g/L. Una mole di acqua pesa 18,015 g (quindi il peso molecolare dell'acqua è 18,015 g/mol).

1000 g L-1 / 18,015 g mol-1 = 55,4 mol L-1 ossia 55,4 M

Dato che l'equilibrio di dissociazione dell'acqua è spostato fortemente verso l'acqua indissociata, si può inglobare la [H2O] nella Keq:

Keq  [H2O]= [H+] [OH-]   =   1,8 • 10-16 • 55,4 = 1,00 10-14

Questo nuovo valore è definito come costante di dissociazione dell'acqua ( Kw). Le concentrazioni dei singoli ioni [H+] e [OH-] in soluzione acquosa a 298 K (25°) saranno quindi uguali tra loro, e precisamente di valore 10-7 M.

Se la soluzione presenta una concentrazione maggiore di protoni rispetto agli ioni idrossido, la soluzione sarà ACIDA.

Se la soluzione presenta una concentrazione minore di protoni rispetto agli ioni idrossido, la soluzione sarà BASICA.

Il pH (pi-acca) è un numero, senza unità di misura, che viene definito come il logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni H+ in soluzione.

pH = - log[H+]

analogamente è possibile definire il pOH come l'analogo per gli ioni idrossido:

pOH = - log[OH-]

in una soluzione perfettamente neutra di acqua, [H+] = [OH-] = 10-7 M, e quindi pH = pOH = 7.

Il pH 7 è un valore di pH perfettamente neutro, nè acido nè basico. Il pH presenta vaori che possono quindi oscillare tra 0 e 14: valori inferiori a 7 sono valori acidi di pH, valori superiori a 7 sono valori basici di pH.

pH + pOH = 14  (questo vale sempre, per ogni soluzione)

 

Es.) Calcolo del pH di una soluzione di NaOH 0,05M

NaOH si dissocia completamente (è una base forte) in Na+ (aq) e OH- (aq), e il valore degli ioni [OH-] in soluzione sarà quindi: 0,05 M (+ 10-7 M dovuti alla dissociazione dell'acqua, che sono trascurabili in questo caso). Quindi [OH-] = 0,05 M

pOH = - log(0,05) = 1,30

poichè pH + pOH = 14

pH = 14 - pOH = 14 - 1,30 = 12,70   un pH appunto fortemente basico.