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La comprensione e il controllo delle trasformazioni chimiche

Prodotto ionico dell'acqua. pH

Le misure di conducibilità dell'acqua chimicamente pura indicano che, seppure in misura ridottissima, in essa sono presenti ioni. Tenendo presenti le sue proprietà anfotere, l'equilibrio di dissociazione dell'acqua è:

definito dalla costante di equilibrio Kc:

Poiché nell'acqua pura [H2O] ha un valore costante, si può scrivere Kc · [H2O]2 = Kw = [H3O+] · [OH], dove Kw è una nuova costante, chiamata prodotto ionico dell'acqua. Il valore di Kw a 25 °C è:

da cui in acqua pura:

Il valore della costante Kw deve essere soddisfatto sia in acqua pura che in qualsiasi tipo di soluzione acquosa, ossia qualunque sia la provenienza degli ioni H3O+ e OH.

Per [H3O+] > [OH] > 1 · 10−7 mol/l, la soluzione è acida;

per [H3O+] = [OH] = 1 · 10−7 mol/l, la soluzione è neutra;

per [H3O+] < [OH] < 1 · 10−7 mol/l, la soluzione è basica.

L'acidità, la neutralità, la basicità di una soluzione acquosa vengono espresse per comodità di calcolo in termini di pH, ossia dal logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni H3O+:

L'insieme dei valori di pH compresi normalmente tra 0 e 14 costituisce la scala del pH (v. fig. 14.1).

Pertanto le condizioni di acidità, neutralità, basicità di una soluzione, tradotte in termini di pH, diventano:

se pH < 7 la soluzione è acida;

se pH = 7 la soluzione è neutra;

se pH > 7 la soluzione è basica.

In modo analogo al pH si può definire il pOH, che è il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni idrossido OH:

Il prodotto ionico dell'acqua può quindi essere espresso anche come logaritmo pKw mediante la relazione:

Si distinguono diversi casi. I più comuni sono i seguenti:

  1. Soluzioni acquose concentrate (M<1) di acidi forti e basi forti; il pH risulta negativo per le soluzioni acide e maggiore di 14 per quelle basiche. In tali casi, dato il valore elevato della concentrazione degli ioni H3O+ o OH, si preferisce esprimere l'acidità o la basicità di una soluzione direttamente in funzione di [H3O+] o [OH].
  2. Soluzioni diluite di acidi forti (monobasici) e basi forti (monoacide); data la completa dissociazione di acidi forti e basi forti, il pH si calcola in base alla concentrazione analitica del l'acido o della base. Esempi:

    HCl 0,01 M [H3O+] = 10−2 pH = 2

    NaOH 0,001 M [OH] = 10−3 pOH = 3; pH = 14−3 = 11

  3. Soluzioni diluite di acidi deboli e basi deboli; in questi casi la concentrazione degli ioni H3O+ o OH dipende, oltre che dalla concentrazione Ca dell'acido o Cb della base, dal valore della costante di dissociazione Ka dell'acido o Kb della base. Si dimostra che:

    a) nella soluzione di un acido debole:

    b) nella soluzione di una base debole:

    da cui:

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