Abbiamo visto nella lezione precedente cosa sono gli acidi e le basi e come si calcolano le relative costanti di dissociazione.
Prendendo come esempio gli acidi, ve ne sono dunque alcuni, come l’acido cloridrico (HCl), che in acqua si dissociano completamente in protoni H+ e nella base coniugata (in questo caso Cl–). Altri, invece, come l’acido acetico (CH3COOH), rimangono in gran parte nella forma originaria, mentre solo una parte si dissocia (in H+ e CH3COO– in questo caso). Come si è visto in precedenza, la facilità con cui acido (ma il discorso vale allo stesso modo per le basi) si dissocia in acqua determina la costante di dissociazione: più questa è grande, più è la proporzione di acido che si dissocia in acqua.
Un acido forte è un acido con una Ka maggiore di 1, e che quindi si dissocia completamente in acqua. Esempi di acidi forti sono l’acido cloridrico (HCl), l’acido solforico (H2SO4), l’acido bromidrico (HBr). Allo stesso modo una base forte è una base con una Kb maggiore di 1: esempi di basi forti sono la soda caustica, o idrossido di sodio (NaOH) e l’idrossido di potassio (KOH).
Quando un acido o una base non si dissociano completamente si parla invece rispettivamente di acidi deboli e basi deboli. Esempi di acidi deboli sono l’acido acetico (CH3COOH) e l’acido cianidrico (HCN), esempi di basi deboli sono l’ammoniaca (NH3) e le molecole appartenenti alla classe delle ammine.
Un caso particolare ma molto importante è quello dell’acqua, H2O, che si può dissociare in H+ e OH–, comportandosi insieme sia da acido che da base (sostanze con questa caratteristica sono dette anfotere). La reazione scritta in modo corretto di questo fenomeno, detto autoprotolisi dell’acqua, è:
2 H2O ⇆ H3O+ + OH–
In questa reazione una delle due molecole di acqua coinvolte si comporta da acido, l’altra da base.
Proprio in base alla quantità di ioni H+ e OH– disciolti in una soluzione si calcolano due valori fondamentali in chimica: il pH e il pOH. Si tratta di due indici che vanno da 0 a 14 che ci informano su quanti ioni H+ (il pH) e quanti ioni OH- (il pOH) si trovano nella soluzione. Ma attenzione: è un indice fatto in modo un po’ insolito, perché non indica direttamente la quantità di questi ioni, ma il logaritmo cambiato di segno della loro concentrazione molare (cioè il numero di moli per ogni litro di soluzione). Prima di proseguire, se hai bisogno di chiarimenti su questi termini puoi ripassare i logaritmi e le moli.
H+ e OH- in soluzione acquosa hanno concentrazioni molari sempre piuttosto basse, inferiori a 1M (cioè 1 mole per litro), e spesso estremamente basse, nell’ordine di pochi miliardesimi (o pure meno!) di moli su litro. Indicare direttamente la loro concentrazione risulterebbe quindi complesso e poco agevole. Se però facciamo il logaritmo in base 10 della loro concentrazione, otteniamo un numero compreso tra 0 (cioè il logaritmo di 1) e -14 (cioè il logaritmo di 10-14). Cambiando poi il segno di questi valori per ottenere un intervallo di numeri positivi avremo un indice che va da 0 (che equivale alla concentrazione massima dello ione) a 14 (che corrisponde alla concentrazione minima). Nel caso non volessi ritornare a vedere cosa è un logaritmo (ma è consigliato farlo), possiamo riassumere che un logaritmo in base 10 di un numero è l’esponente a cui elevare 10 per ottenere quel numero.
Per calcolare dunque il pH di una soluzione, bisogna prima sapere quale è la concentrazione di ioni H+. Ad esempio, immaginiamo di avere 0,00075 moli in 1,5 litri di soluzione. Innanzitutto dobbiamo dividere il numero di moli per il volume della soluzione per avere la concentrazione molare:
\( [H^+] = \frac{0,00075 mol}{1,5 L} = 0,0005 M\)
Da cui la concentrazione di 0,0005 M, che in notazione scientifica si può scrivere anche \( 5,0 \cdot 10^{-4} M\).
Dovremo prima calcolare (ovviamente con la calcolatrice, non a mano) il logaritmo in base 10 della concentrazione:
\(log_{10} 5,0 \cdot 10^{-4} = -3,30\)
A questo punto ci basta cambiare di segno, per ottenre il pH, che sarà quindi pari a 3,30.
Per gli ioni OH– vale lo stesso ragionamento.
Dato che, come abbiamo visto dalla reazione di autoprotolisi dell’acqua, c’è una dipendenza diretta tra H+ e OH–, più H+ sono liberi in acqua, meno sono gli OH–, e viceversa. Questo vuol dire anche che la somma di pH e pOH è sempre 14, per cui una volta trovato uno dei due valori per una soluzione, l’altro si trova semplicemente sottraendo a 14 il valore noto. Quindi:
pH = 14 – pOH
pOH = 14 – pH
Questi indici, tra le varie cose, ci permettono di classificare le soluzioni in acide, basiche e neutre. Una soluzione neutra ha la stessa quantità di H+ e OH– liberi, quindi sia pH che pOH sono uguali, e dato che la loro somma deve essere 14, sono entrambi uguali a 7. Soluzioni con pH inferiore a 7 (e quindi pOH maggiore di 7) sono dette acide, soluzioni con pH superiore a 7 (e quindi pOH inferiore a 7) sono dette basiche.
In laboratorio, per misurare il pH di una soluzione si usa una striscia di carta speciale detta cartina tornasole o indicatore universale, che cambia colore in base al pH della soluzione con cui viene bagnata.
