+ OH In realtà mentre NH 3 si converte in NH 4

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1 La definizione di acido e base ha subito diverse modifiche nel tempo. Arrhenius nel 1886 definì acidi le sostanze che in soluzione si dissociano liberando ioni H +. Ossia le sostanze che in soluzione hanno il comportamento indicato dalla reazione: HA H + A Sempre Arrhenius definì basi le sostanze che in soluzione dissociano liberando ioni OH, ossia sostanze che si comportano secondo la reazione: BOH B + OH 1

2 potevano così essere classificati - acidi sostanze come HCl, HI, HBr, HClO 4, HNO 3, - basi sostanze come NaOH, KOH, Ca(OH) 2, il cui comportamento in soluzione rispecchia quello descritto, ma la teoria di Arrhenius non spiegava il comportamento di molte altre sostanze. L esempio più stringente è quello fornito dall ammoniaca, NH 3 che, posta in soluzione acquosa, ha comportamento basico ma che non contiene l ossidrile 2

3 In questo caso si dovrebbe ammettere che l ammoniaca reagisca prima con l acqua formando idrossido di ammonio NH 3 + H 2 O NH 4 OH che successivamente dissocia liberando l ossidrile: NH 4 OH NH OH In realtà mentre NH 3 si converte in NH 4 +, sia pure parzialmente, la presenza di NH 4 OH in soluzione non è mai stata dimostrata composto che pure dovrebbe essere presente data l incompletezza della dissociazione 3

4 L ammoniaca, e le sostanze che hanno comportamento similare, possono essere fatte rientrare nella definizione di Arrhenius se si opera un piccolo cambiamento Per questo, la primitiva definizione fu modificata definendo: acidi o basi quelle sostanze che, in soluzione acquosa, siano in grado di aumentare, rispettivamente, la concentrazione degli ioni H + o degli ioni OH. 4

5 Solo nel 1923 Johannes N. Brønsted e Thomas M. Lowry, lavorando in maniera indipendente, proposero una teoria che permette di annoverare tra gli acidi e le basi un numero di specie chimiche molto più ampio di quello previsto da Arrhenius In base alla loro teoria possiamo definire acido qualsiasi sostanza in grado di cedere protoni ( H + ) e base qualsiasi sostanza in grado di accettarli La natura basica di una sostanza risulta così indipendente dalla presenza nella molecola di uno o più gruppi ossidrile 5

6 La teoria di Brønsted e Lowry permette di classificare: tra gli acidi, oltre ai normali idracidi e ossiacidi, anche sostanze come NH 4 + o H 3 O + tra le basi, oltre agli idrossidi capaci di liberare ioni OH in soluzione acquosa, anche molecole o ioni quali NH 3 e CO 3 = Questa teoria, non solo ha ampliato molto il campo delle molecole da considerare ma, soprattutto, ha introdotto il concetto che non c è un acido senza una base coniugata e viceversa. 6

7 molecole come H 2 O, devono considerarsi a parte poiché possono cedere un H +, ma lo possono anche accettare, secondo la reazione: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH così come avviene per gli ioni HS, HCO 3, H 2 PO 4, che rappresentano una categoria di sostanze definite anfiprotiche o anfotere, proprio perché possono comportarsi da acido o da base secondo le diverse circostanze 7

8 Per concludere possiamo generalizzare dicendo che, secondo la teoria di Brønsted e Lowry: quando una sostanza cede H +, si comporta da acido e si trasforma nella propria base coniugata, quando una sostanza accetta un H +, si comporta da base e si trasforma nel proprio acido coniugato, 8

9 se esaminiamo una reazione del tipo: NH 3 + H 2 O NH OH possiamo dire che: 1.H 2 O si comporta da acido poiché cede H + 2.OH è la sua base coniugata, 3.NH 3 si comporta da base poiché accetta H + 4.NH 4 + è il suo acido coniugato. Nel caso della dissociazione di un acido, considerando la reazione: HCl + H 2 O Cl + H 3 O possiamo dire che: 1.HCl si comporta da acido poiché cede H + 2.Cl diviene la sua base coniugata, 3.H 2 O si comporta da base poiché accetta H + 4.H 3 O + è il suo acido coniugato. 9

10 In altre parole possiamo anche dire che una sostanza è in grado di comportarsi da acido solo in presenza di una base che sia in grado di accettare il protone. Questo fenomeno può essere meglio esemplificato dall analisi del comportamento delle stesse 2 sostanze in condizioni diverse: L acido acetico in soluzione acquosa L acido perclorico in soluzione acquosa L acido acetico e l acido perclorico nella stessa soluzione 10

11 1 caso CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + Sperimentalmente si dimostra che l equilibrio è spostato sostanzialmente verso sinistra e la specie predominante è CH 3 COOH rispetto a CH 3 COO 2 caso HClO 4 + H 2 O ClO 4 + H 3 O + In questo caso l equilibrio è tutto spostato a destra e la specie HClO 4 si è dissociata in modo praticamente totale 3 caso CH 3 COOH + HClO 4 CH 3 COOH ClO 4 In questo caso l ac. acetico si comporta da base 11

12 Questo comportamento ci dice che la stessa sostanza può comportarsi da acido o da base a seconda del sistema in cui si trova o, se si preferisce, a seconda della forza della sostanza con cui reagisce. In linea generale possiamo dire che tanto maggiore è la forza di un acido tanto minore è la forza della base coniugata, ossia un acido sarà tanto più forte per quanto maggiore sarà la tendenza a cedere il protone, ma la sua base coniugata mostrerà una affinità altrettanto debole per riacquistare il protone. Nella tabella sono riportati alcuni esempi di coppie acido base coniugata ordinati secondo la forza crescente dell acido: 12

13 Scala relativa della forza di alcuni acidi e delle loro basi coniugate 13

14 E evidente, quindi, che non si può parlare di acidi e di basi in assoluto, ma il comportamento della stessa sostanza dipende solo dal sistema in cui viene posta: in alcuni casi può comportarsi da acido in altri può comportarsi da base il parametro che determina il comportamento di una sostanza in soluzione viene indicato con il nome di Forza dell Acido ed è calcolabile attraverso la Costante di dissociazione dell acido. Analizziamo il comportamento in soluzione di un generico acido HA: HA + H 2 O A + H 3 O 14

15 di questa reazione possiamo calcolare la costante di equilibrio come abbiamo fatto in precedenza, per cui avremo: [ A ] [ H 3 O ] [ HA ] [ H 2 O ] in cui possiamo sostituire [ H 3 O + ] con [ H + ] per cui avremo: [ A ] [ H ] [ HA ] [ H 2 O ] sapendo poi che [ H 2 O ] è talmente superiore a tutti gli altri valore che può essere considerato una costante, possiamo scrivere la stessa espressione nella forma: [ A ] [ H ] = Kc [ H 2 O ] = K A [ HA ] = Kc = Kc 15

16 K A rappresenta la costante di dissociazione dell acido e ci da la misura della forza dell acido stesso. Convenzionalmente classifichiamo gli acidi in due categorie: Acidi forti: sono gli acidi che mostrano valori di K A maggiori di 10 2, per cui hanno valori di pk A minori di 2. Acidi deboli: sono gli acidi che mostrano valori di K A minori di 10 2, per cui hanno valori di pka maggiori di 2. 16

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18 Discorso del tutto analogo può essere fatto a proposito delle basi; se consideriamo la reazione: B + H 2 O BH + OH Dalla quale possiamo ricavare la costante di equilibrio e poi la K B con gli stessi meccanismi visti prima, per cui: [ BH ] [OH ] = Kc [ B ] [ H 2 O ] [ BH ] [OH ] = Kc [ H 2 O ] = K B [ B ] 18

19 parallelamente a quanto visto per gli acidi, il valore di K B serve a stabilire la forza della base e la classificazione diviene: Basi forti: sono le basi che mostrano valori di K B maggiori di 10 2, per cui hanno valori di pk B minori di 2 Basi deboli: sono le basi che mostrano valori di K B minori di 10 2, per cui hanno valori di pk B maggiori di 2. 19

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21 ACIDI E BASI DI LEWIS La concezione di Brønsted e Lawry è stata fondamentale nella comprensione di alcuni meccanismi di reazione, ma analizzando le caratteristiche di molte delle molecole considerate BASI, risultava evidente che erano caratterizzate da una coppia di elettroni in grado di accettare H + Questa osservazione ha portato il chimico americano G. N. Lewis ad una definizione più generale di acidi e basi (1923), che già nel 1916 aveva riconosciuto la coppia di elettroni l attore principale in una reazione acido-base. 21

22 Secondo Lewis (che già nel 1916 aveva riconosciuto nella coppia di elettroni l attore principale in una reazione acido-base): Un acido è una sostanza che può accettare una coppia di elettroni Una base è una sostanza che può donare una coppia di elettroni, non impegnati in legami chimici Le reazioni di trasferimento protonico coinvolgono condivisione di coppie di elettroni. 22

23 Tutte le sostanze chimiche che sono acidi secondo le teorie di Arrhenius e Brønsted-Lowry sono anche acidi di Lewis. 23

24 Tutte le sostanze chimiche che sono basi secondo le teorie di Arrhenius e Brønsted-Lowry sono anche basi di Lewis. 24

25 La teoria di Lewis non è molto utilizzata per descrivere le reazioni acido-base in soluzione acquosa. Tuttavia, è molto utile per interpretare molte reazioni, sia in chimica organica sia in chimica inorganica. È utile perché estende il concetto di acido e base a reazioni che non coinvolgono trasferimento di protoni. Un esempio classico del modello di Lewis è la reazione tra trifluoruro di boro ed ammoniaca. L ammoniaca, base di Lewis, mette a disposizione gli elettroni del doppietto solitario per donarli al trifluoruro di boro, che rappresenta l accettore di elettroni. 25

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27 Il ph Abbiamo visto come l acqua si presenti pochissimo dissociata e che le concentrazioni di [ H ] e [ OH ] siano uguali a 1,0 x 10 7 moli/litro. Questo significa che i valori numerici corrispondenti sono molto piccoli e quindi molto scomodi da utilizzare. Per questo motivo si preferisce indicare queste concentrazioni utilizzando i corrispondenti logaritmi negativi. Si definisce, pertanto: ph il logaritmo decimale, cambiato di segno, della concentrazione dello ione H +. 27

28 In realtà, sapendo che l acqua va incontro al fenomeno dell autoprotolisi e che la reazione da considerare è: H 2 O + H 2 O H 3 O + OH dovremmo fare riferimento alla concentrazione di [H 3 O ] ma, ancora per comodità, continuiamo a riferirci allo ione idrogeno. Fatte queste premesse possiamo scrivere che: ph = - log [ H + ] nell acqua pura a 25 C, [ H ] = [ OH ] = 1,0 x 10 7 mol/l, da cui: ph = - log [ H ] = - log 10 7 = 7 28

29 analogamente al ph, possiamo definire il poh, come: poh il logaritmo decimale della concentrazione dello ione OH cambiato di segno. poh = - log [ OH ] = - log 10 7 = 7 esprimendo tutto in funzione dei logaritmi negativi, la relazione K W = [ H + ] [ OH ] = 1,0 x diviene: pk w = ph + poh = 14 Questa relazione è valida per qualsiasi soluzione acquosa alla temperatura di 25 C. 29

30 Dato che un acido aumenta la concentrazione di H + ed una base la diminuisce, avremo che: le soluzione acide avranno [ H + ] > 10 7 e ph < 7 le soluzioni basiche avranno [ H + ] < 10 7 e ph > 7 le soluzioni neutre avranno [ H + ] = [ OH ] e ph = 7 In base all equazione pk w = ph + poh = 14, la scala del ph è compresa tra 0 e 14, da 0 a 6 siamo nell intervallo di acidità, da 8 a 14 siamo nell intervallo di basicità, 7 rappresenta la neutralità. 30

31 ph DELLE SOLUZIONI DI ACIDI E BASI FORTI Gli acidi e le basi forti, per definizione, vengono considerati completamente dissociati, per cui le reazioni: HA H + A e BOH B + OH sono da considerarsi completamente spostate a destra, per cui possiamo ragionevolmente approssimare: intendendo: [ H ] = C A e [ OH ] = C B C A = concentrazione analitica dell acido C B = concentrazione analitica della base 31

32 Da cui possiamo scrivere: [ H ] = [ A ] = [ AH] ph = - log [ H ] = -log C A Allo stesso modo [ OH ] = [ B ] = [ BOH ] poh = - log [OH ] = -log C B 32

33 ph DELLE SOLUZIONI DI ACIDI E BASI DEBOLI Gli acidi e le basi deboli sono, per definizione, parzialmente dissociati, e la espressione che ci permette di calcolare la costante di dissociazione dell acido: [ A ] [ H ] = K A [ HA ] può essere modificata, tenendo presente che: 33

34 1. la concentrazione totale di H, può essere considerata uguale a quella proveniente dalla dissociazione dell acido, trascurando gli ioni idrogeno originati dalla dissociazione dell acqua. 2. In base alla stechiometria della reazione, vediamo che per ogni molecola di HA che si ionizza, si formano: uno ione H uno ione A 3. per cui possiamo considerare uguali le concentrazioni e scrivere [ H ] [ A ] 34

35 4. Il piccolo valore della costante di K A, ci dice che la reazione HA H + A è spostata a sinistra e che la concentrazione della parte dissociata è notevolmente inferiore alla concentrazione dell acido non dissociato, per cui: la concentrazione dell acido indissociato all equilibrio può ragionevolmente essere posta uguale alla concentrazione analitica dell acido debole, 5. ossia [ HA ] C A 35

36 Sulla base di queste approssimazioni: [ H ] [ A ] [ HA ] C A 6. l espressione per il calcolo della K A : [ A ] [ H + ] = K A diviene: [ H + ] 2 = K A [ HA ] C A da cui: [ H+] = K A C A e ph = ½pK A - ½ log C A 36

37 1. Considerazioni del tutto analoghe possono essere fatte per le basi deboli, per cui si arriva ad una equazione per il calcolo del poh equivalente a quella scritta per gli acidi deboli, partendo sempre dalla equazione per il calcolo della K B [ B ] [OH ] = K B [ BOH ] 2. facendo lo stesso tipo di approssimazione: [ OH ] [B ] [ BOH ] C B 37

38 3. L espressione diviene: da cui: [OH ] 2 = K B C B [OH ] = K B CB e poh = ½pKB - ½ log C B 38

39 DISSOCIAZIONE DEGLI ACIDI POLIPROTICI Abbiamo definito la dissociazione degli acidi monoprotici, come: HA H + + A dobbiamo ora prendere in considerazione la dissociazione degli acidi poliprotici, ossia degli acidi che contengono più di un atomo di idrogeno che possono liberare in soluzione. La proprietà della dissociazione graduale è manifestata da tutti gli acidi con più di un idrogeno dissociabile. 39

40 Per un generico acido diprotico H 2 A, esprimendo la sua ionizzazione in acqua come semplice dissociazione, avremo la sequenza dei due processi di equilibrio: H 2 A H + + HA HA H + + A 2 La costante del primo equilibrio è: K A1 [H ][ HA ] = [ H 2 A ] E quella del secondo equilibrio: K A2 [H ] [ A 2 ] = [ HA ] 40

41 Per tutti gli acidi poliprotici la costante di prima dissociazione è sempre maggiore della seconda, la quale, a sua volta, è maggiore della terza. Questo è facilmente intuibile pensando che dopo la prima ionizzazione, il protone H + deve essere asportato ad uno ione negativo, che per sua natura si oppone al distacco. Esempi di acidi poliprotici possono essere, H 2 SO 4, H 2 CO 3, H 3 PO 4, ecc., tra questi H 2 CO 3 e H 3 PO 4 hanno una notevole importanza biologica. In questi casi dobbiamo considerare una dissociazione che prevede la liberazione di ioni H + gradualmente, con una serie di reazioni che possono essere esemplificate da: 41

42 H 2 CO 3 H + + HCO 3 HCO 3 H + + CO 3 2 oppure da: H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 H 2 PO 4 H + + HPO 2 4 HPO 2 4 H + + PO

43 E chiaro che nel caso del H 2 CO 3, avendo due reazioni di dissociazione, potremo calcolare 2 valori della Costante di dissociazione acida, K A1 e K A2, che corrispondono alla liberazione del primo ione H + e del secondo ione H + e che indicano che siamo in presenza di composti che si comportano da acidi con forza diversa. Nel caso di H 3 PO 4 avremo 3 valori della Costante di dissociazione acida, K A1, K A2 e K A3, che corrispondono alla liberazione del primo, del secondo e del terzo ione H + e che,anche in questo caso, indicano acidi di forza diversa. I valori numerici di queste costanti sono: 43

44 K A p K A Ac. Carbonico H 2 CO 3 K A1 4,3x10 7 6,37 ac.debole K A2 4,8x ,32 ac. debolissimo Ac. Ortofosforico H 3 PO 4 K A1 7,5x10-3 2,12 ac.forte K A2 6,2x10 8 7,21 ac.debole K A3 3,6x ,40 ac. debolissimo 44

45 REAZIONI ACIDO-BASE - NEUTRALIZZAZIONE Le reazioni tra un acido ed una base molto spesso portano alla formazione di un sale, per cui vengono indicate come reazioni di salificazione. Questo deriva dall originario concetto di Arrhenius secondo cui la neutralizzazione si ottiene quando avviene la reazione tra quantità stechiometricamente equivalenti di acido e base, per cui gli ioni H + liberati dall acido vengono neutralizzati da una quantità equivalente di OH liberati dalla base Questo si realizza però solo quando l acido e la base che reagiscono hanno forza uguale e la soluzione che se ne ottiene ha ph neutro 45

46 In tutti gli altri casi si continua a parlare di neutralizzazione ma il ph finale della soluzione non è uguale a 7 La definizione di acido e base data da Brönsted e Lowry amplia molto questo concetto, proprio perché ad ogni acido corrisponde una base coniugata e viceversa Sulla stessa base si possono considerare di neutralizzazione anche le reazioni di spostamento che si realizzano tra acidi forti e la base coniugata di un acido meno forte o di una base forte con l acido coniugato di una base meno forte 46

47 Tutte queste reazioni avvengono in modo tale che: Il trasferimento dei protoni avviene sempre nel senso in cui si producono l acido e la base più deboli Questo comportamento è spiegabile con il principio di Le Chatelier poiché la formazione dei costituenti deboli comporta sottrazione di specie ioniche che sposta continuamente l equilibrio verso destra. Un esempio è dato da: HCO 3 (aq) + H 3 O + (aq) CO 2 (g) + 2H 2 O (l) 47

48 Un altro esempio è dato da: NH 4 (aq) + OH (aq) NH 3 (g) + H 2 O (l) In tutti e due i casi la reazione è andata nel senso di formare l acido più debole: H 3 O + è un acido più forte di CO 2 NH 4 è un acido più forte di H 2 O In ogni caso gli esempi riportati sono in accordo con la reazione di neutralizzazione che rappresenta l inverso della reazione di autoprotolisi dell acqua. H 3 O + (aq) + OH (aq) H 2 O (l) + H 2 O (l) Dove H 3 O + e OH sono acido e base più forti di H 2 O 48

49 IDROLISI SALINA Abbiamo visto che se un acido forte viene aggiunto ad una soluzione, l effetto che si ottiene è di far scendere il ph in modo direttamente proporzionale alla concentrazione dell acido forte aggiunto, perché possiamo considerare totale la dissociazione dell acido stesso. Meno sensibile è l effetto che risulta quando un acido debole viene aggiunto ad una soluzione. Anche in questo caso il ph si abbassa, ma lo fa in maniera più limitata rispetto a quanto si realizza di fronte all aggiunta di un acido forte. 49

50 Ovviamente simile, ma di senso opposto, è l effetto causato dall aggiunta di una base forte o di una base debole. Anche la base forte può essere considerata completamente dissociata e la sua aggiunta determina un forte aumento del ph della soluzione. La base debole, invece, determina incremento del ph ma più modesto di quello determinato dalla base forte. 50

51 In generale possiamo dire che: le forme coniugate di acidi e basi forti sono relativamente deboli Le forme coniugate di acidi e basi deboli sono relativamente forti Come esempio possiamo dire che lo ione CH 3 COO è sufficientemente forte da acquisire protoni dall acqua: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH E lo ione ammonio è un acido in grado di cedere protoni all acqua: NH H 2 O NH 3 + H 3 O + Questo tipo di reazioni prendono il nome di idrolisi o idrolisi salina 51

52 A differenza di questi, gli ioni coniugati di acidi e basi forti non si idrolizzano poiché sono relativamente deboli In effetti il fenomeno dell idrolisi si realizza essenzialmente a carico degli ioni prodotti dalla dissociazione dei Sali, (per definizione elettroliti forti ossia che in soluzione si dissociano completamente) Le reazioni di idrolisi che comportano la liberazione di ioni H o OH determinano una variazione di ph, è logico, quindi, aspettarsi che la reazione di idrolisi di un sale stechiometricamente neutro possa portare ad un valore diverso dalla neutralità 52

53 Il comportamento in soluzione, quindi, sarà determinato dalla costituzione del sale esaminato e dal tipo di acido e di base che lo hanno generato Pertanto potremo ipotizzare diverso comportamento a seconda che. Se la base è più debole dell acido, la soluzione del sale darà reazione acida. Se l acido è più debole della base la soluzione darà reazione basica Se le costanti di dissociazione dell acido e della base sono uguali, la soluzione risulta neutra. 53

54 Per questi motivi, analizzando il comportamento del ph di una soluzione a cui venga aggiunto un sale dobbiamo ricordare che: abbiamo definito elettroliti tutte le sostanze che poste in soluzione si scindono in ioni, e li abbiamo definiti elettroliti forti o deboli a seconda se la dissociazione è totale o parziale. questo fenomeno è, in realtà, più complesso perché oltre alla dissociazione che si realizza, bisogna considerare il successivo comportamento degli ioni che si ottengono. 54

55 Ricordiamo che: gli acidi forti sono molto dissociati gli acidi deboli sono poco dissociati le basi forti sono molto dissociate le basi deboli sono poco dissociate. I sali, (tutti i sali), sono per definizione elettroliti forti e vengono considerati completamente dissociati 55

56 Aggiunta di NaCl ad una soluzione Per questo motivo, se noi poniamo in soluzione un sale del tipo NaCl, avremo NaCl Na + + Cl reazione che risulta spostata completamente verso destra. In parallelo, però, dobbiamo considerare il fenomeno della idrolisi salina, ossia le reazioni tra gli ioni così ottenuti e l acqua: Na + + H 2 O NaOH + H + Cl + H 2 O HCl + OH 56

57 Na + + H 2 O NaOH + H + Cl + H 2 O HCl + OH Ma: NaOH è una base molto forte HCl è un acido molto forte, per cui la idrolisi non si realizza, le due reazioni sono spostare completamente a sinistra e l effetto globale che l aggiunta di NaCl esercita sul ph dell acqua è praticamente nullo, ossia possiamo dire che una soluzione di NaCl ha ph circa 7, praticamente uguale a quello dell acqua pura. 57

58 Aggiunta di NaBO 3 ad una soluzione Analizziamo ora l effetto che si ottiene se si pone in soluzione il sale NaBO 3 NaBO 3 Na + BO 3 gli ioni che si ottengono dalla dissociazione elettrolitica reagiscono con l acqua dando: Na + H 2 O NaOH + H BO 3 + H 2 O HBO 3 + OH 58

59 l NaOH che si ottiene è una base forte, per cui la reazione è completamente spostata a sinistra. Viceversa l acido borico è un acido debolissimo, praticamente indissociato, per cui la reazione è spostata completamente a destra. Conseguenza di questa situazione è che nella soluzione di NaBO 3 avremo ioni Na, ioni OH e molecole indissociate di HBO 3. L effetto totale sulla soluzione, pertanto, sarà di innalzare il ph a causa della liberazione degli ioni OH nella reazione di riassociazione di HBO 3. 59

60 Aggiunta di AgNO 3 ad una soluzione Vediamo, infine, l effetto determinato dall aggiunta di un sale come AgNO 3 AgNO 3 Ag + NO 3 gli ioni che si ottengono dalla dissociazione elettrolitica reagiscono con l acqua dando: Ag + H 2 O AgOH + H NO 3 + H 2 O HNO 3 + OH 60

61 l idrossido di argento è una base debole, poco dissociata, per cui la reazione è completamente spostata a destra. Viceversa l acido nitrico è un acido forte, dissociato in modo praticamente totale, per cui la reazione è completamente spostata a sinistra. Nella soluzione saranno così presenti ioni H +, ioni NO 3 e molecole di AgOH indissociate. L effetto totale sulla soluzione, pertanto, sarà di abbassare il ph a causa della liberazione degli ioni H nella reazione di riassociazione di AgOH. 61

62 Riassumendo possiamo dire che il ph di una soluzione è condizionato dalla natura del soluto, in modo evidente se si tratta di un acido o di una base. Nel caso che il soluto sia un sale, dobbiamo considerare le diverse possibilità legate ai fenomeni della dissociazione ionica e della idrolisi. Natura del sale ph della soluzione acido forte base forte ph 7 acido forte base debole ph < 7 acido debole - base forte ph > 7 acido debole base debole ph 7 62