Sinhyu/iStock/GettyImages
Quando pensi agli acidi (aceto, candeggina o anche all'acidità dell'acido citrico), ti stai occupando della scala del pH, lo strumento che quantifica l'acidità nelle soluzioni acquose. Capire come tradurre l'acidità intrinseca di una sostanza (la sua costante di dissociazione acida (Ka) ) in un valore di pH misurabile è essenziale per chimici, educatori e chiunque lavori con gli acidi.
In acqua, un acido dona un protone (H⁺) e diventa un anione. Il protone liberato si associa a una molecola d'acqua, formando lo ione idronio (H₃O⁺). L'acido originale diventa la sua base coniugata. Ad esempio, l'acido carbonico (H₂CO₃) si dissocia in H₃O⁺ e bicarbonato (HCO₃⁻).
Gli acidi forti come l'acido cloridrico (HCl) rilasciano facilmente protoni anche in mezzi già acidi, mentre gli acidi deboli ionizzano in modo apprezzabile solo quando la concentrazione di protoni circostanti è bassa (cioè a pH più elevato).
La scala del pH è logaritmica e varia da circa 1 (molto acido) a 14 (molto basico). È definito da:
\(\text{pH} =-\log_{10}[\text{H}^+]\)
dove \([\text{H}^+]\) è la concentrazione molare dei protoni liberi. Ogni aumento di dieci volte della concentrazione di protoni abbassa il pH di un'unità.
Esempio: Una soluzione di protoni da 0,025 M ha
\(\text{pH} =-\log_{10}(0,025) =1,602\)
Ka quantifica la tendenza di un acido a dissociarsi:
\(K_a =\dfrac{[A^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[HA]}\)
Valori Ka più alti indicano acidi più forti, il che significa una dissociazione più completa all'equilibrio.
Prendendo il logaritmo negativo di Ka, otteniamo il pKa dell’acido:
\(\text{pKa} =-\log_{10}K_a\)
L'equazione di Henderson-Hasselbalch collega pH, pKa e il rapporto tra base coniugata e acido:
\(\text{pH} =\text{pKa} + \log_{10}\dfrac{[A^-]}{[HA]}\)
Questa relazione è particolarmente utile per le soluzioni tampone, dove sono presenti sia l'acido che la sua base coniugata.
Esempio: L'acido acetico (CH₃COOH) ha \(K_a =1,77 \volte 10^{-5}\). Se solo il 10% dell'acido è dissociato, allora \([A^-]/[HA] =0,1\). Innanzitutto, calcola il pKa:
\(\text{pKa} =-\log_{10}(1,77 \times 10^{-5}) =4,75\)
Quindi applicare Henderson–Hasselbalch:
\(\text{pH} =4,75 + \log_{10}(0,1) =4,75 - 1 =3,75\)
A un pH uguale al pKa, le concentrazioni di acido e base coniugata sono uguali, il che significa che il 50% dell'acido è dissociato.
Queste equazioni forniscono un metodo semplice per prevedere il pH di qualsiasi soluzione di cui si conoscono la Ka e la concentrazione dell'acido.
• La scala del pH misura la concentrazione di protoni su scala logaritmica.
• Ka esprime la propensione alla dissociazione di un acido; pKa è la sua controparte logaritmica.
• L'equazione di Henderson–Hasselbalch collega pH, pKa e il rapporto acido/base, consentendo calcoli accurati del pH per tamponi e acidi deboli.
