Il pH di Acidi e Basi forti

Il pH di Acidi e Basi forti

Si definiscono acidi forti quegli acidi che in soluzione sono completamente dissociati. Sono acidi forti tutti gli idracidi degli alogeni (ad eccezione del Fluoro), e gli ossoacidi a più alto grado di ossidazione dell'Azoto, dello Zolfo, degli alogeni (tranne ancora il Fluoro) e del Manganese.
In accordo con la teoria di Arrhenius, la loro dissociazione può essere indicata come, ad esempio:

HCl → H⁺ + Cl^-

In accordo con la teoria di Bronsted e Lowry si scriverà invece:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

Formalmente, H⁺ e H₃O⁺ indicano la stessa sostanza e sono quantitativamente equivalenti.

Fu Lowry il primo ad introdurre il concetto di ione ossonio. Ecco le sue parole: 'It is a remarkable fact that strong acidity is apparently developed only in mixtures and never in pure compounds. Even hydrogen chloride only becomes an acid when mixed with water. This can be explained by the extreme reluctance of a hydrogen nucleus to lead an isolated existence. The effect of mixing hydrogen chloride with water is probably to provide an acceptor for the hydrogen nucleus so that the ionisation of the acid only involves the transfer of a proton from one octet to another.' T. M. Lowry, 'The Uniqueness of Hydrogen' Chemistry and Industry 42 (19 January 1923) pp 43-47.

L'unica freccia che compare in queste reazioni ha lo scopo di sottolineare che gli equilibri sono completamente spostati a destra. Ciò significa che la concentrazione di H⁺ o H₃O⁺ è praticamente uguale alla concentrazione cosiddetta analitica dell'acido, ovvero a quella quantità di acido che è stata posta in soluzione.

Un'ulteriore concetto che scaturisce dalla teoria di Bronsted e Lowry è quello del cosiddetto effetto livellante del solvente. In sintesi, il solvente riduce l'acido più forte in soluzione alla forma protonata del solvente stesso; se il solvente è l'acqua, l'acido più forte che possa esistere in soluzione è lo ione H₃O⁺. Per le sue proprietà anfiprotiche, l'acqua ha un effetto livellante anche sulle basi forti: la base più forte che possa esistere in soluzione acquosa è lo ione OH^-.

Esempio di calcolo: Qual è il pH di una soluzione di HCl 0.1 M?
In una soluzione 0.1 M di acido cloridrico, la concentrazione degli ioni H⁺ (o H₃O⁺) è 0.1 M. Ed il pH sarà = -log [H⁺] = -log 0.1 = 1.

L'approssimazione che si fa in questo caso è quella di trascurare la [H⁺] che deriva dalla autoionizzazione dell' acqua. L'approssimazione è lecita fino a concentrazioni dell'acido > 10^-6 M.
Infatti:

se [HCl] = 10^-6 M, pH approx = 6.000 : pH 'esatto' = 5.996

se 10^-7 M, pH approx = 7.000 : pH 'esatto' = 6.791

Basi Forti

Per affrontare il calcolo del pH di una soluzione di una base forte, sarà sufficiente utilizzare la teoria di Arrhenius per definire basi forti quelle sostanze che in soluzione si dissociano completamente in ioni del metallo e ioni OH^-.

Gli idrossidi sono dunque tipiche basi forti. Tuttavia occorre fare attenzione a non 'assolutizzare' questa affermazione. Con gli idrossidi dei metalli alcalini non ci sono problemi. Se ad esempio vi viene chiesto di calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di idrossido di sodio, sulla base della definizione che abbiamo appena dato, scrivete la reazione:

NaOH → Na⁺ + OH^-

la quale indica che la [OH-] è uguale alla concentrazione analitica della base forte, C°b. Quindi:

Si calcola quindi il pOH (=1) e infine il pH da pH = 14 - pOH = 13.

Nel caso degli idrossidi dei metalli del II gruppo (e non solo), occorre fare attenzione al fatto che alcuni non sono completamente solubili, ma sono caratterizzati da un certo valore del loro 'prodotto di solubilità'. Attenzione quindi a non cadere in certi automatismi, quali quello di considerare la [OH^-] doppia rispetto alla concentrazione dell'idrossido.