Di Tracy McConnell, aggiornato il 30 agosto 2022

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La scala del pH, che va da 0 a 14, quantifica l'acidità o l'alcalinità di una soluzione. Comprendere il pH di una soluzione è essenziale sia in contesti educativi che nella pratica di laboratorio, poiché ci informa sulle specie presenti e prevede come si comporterà la soluzione nelle reazioni chimiche.

Poiché il pH riflette direttamente la concentrazione di ioni idronio (H₃O⁺) nell'acqua, può essere utilizzato per calcolare la concentrazione di altri ioni nel sistema. Le seguenti equazioni forniscono la base per questi calcoli.

Concentrazione di pH e idronio

La relazione tra pH e concentrazione di ioni idronio è espressa come:

pH=−log₁₀[H₃O⁺]

Qui le parentesi indicano la molarità. Quando si conosce [H₃O⁺], è possibile determinare il pH; al contrario, un pH misurato consente il calcolo di [H₃O⁺].

Esempio 1:determinare il pH da [H₃O⁺]

In un campione da 1,0 L di acido cloridrico (HCl) 0,1 M, la concentrazione di idronio è 1×10⁻¹M.

pH=−log₁₀(1×10⁻¹)=−(−1)=1,00

Esempio2:determinare [H₃O⁺] dal pH

Se una soluzione ha un pH pari a 4,3, riorganizzando l'equazione del pH si ottiene:

[H₃O⁺]=10^−pH=10^−4,3≈5,01×10⁻⁵M

Esempio 3:Calcoli di base utilizzando il prodotto ionico dell'acqua

Per le soluzioni basiche, la concentrazione degli ioni idrossido [OH⁻] viene misurata più facilmente. Utilizzando la costante del prodotto ionico per l'acqua (K_w=1×10⁻¹⁴ a 25°C), troviamo:

[H₃O⁺]=K_w / [OH⁻]

Con [OH⁻]=4.0×10⁻¹¹M:

1. [H₃O⁺]=(1×10⁻¹⁴) / (4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M

2, pH=−log₁₀(2,5×10⁻⁴)≈3,60

Cifre significative nei calcoli del pH

I valori di pH sono generalmente riportati al decimo o al centesimo più vicino, riflettendo la precisione della misurazione. Quando si applica il logaritmo, solo le cifre dopo il punto decimale sono considerate significative, garantendo coerenza con l'incertezza sperimentale.

Costante di dissociazione acida (K_a)

La costante di dissociazione acida quantifica la misura in cui un acido si ionizza in acqua. Gli acidi deboli hanno valori K_a piccoli, il che significa che la maggior parte dell'acido rimane indissociata, mentre gli acidi forti hanno valori K_a grandi e si ionizzano quasi completamente.

Esempio:L'acido carbonico (H₂CO₃) è un acido debole, diprotico con

H₂CO₃(aq)⇌HCO₃⁻(aq)+H⁺(aq) K_a₁=4,3×10⁻⁷

e una seconda fase di dissociazione:

HCO₃⁻(aq)⇌CO₃²⁻(aq)+H⁺(aq) K_a₂=4,8×10⁻¹¹

Al contrario, l'acido nitrico (HNO₃) è un acido forte con K_a≈40, il che dimostra la sua dissociazione quasi completa.