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Guido Di Giovanni
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1 1 Obiettivo Capire che cosa è il ph, apprendere le leggi fondamentali che lo controllano e capire qualitativamente le applicazioni delle soluzioni tampone. Gli acidi, le basi e il legame covalente dativo Acido: Sostanza in grado di cedere ioni H +. Base: Sostanza in grado di catturare ioni H +. Vediamo un esempio semplice, l'acido cloridrico. Ecco che cosa succede se una molecola di acido cloridrico si trova a contatto con una molecola di acqua. Il legame polarizzato tra H e Cl si rompe (si dice tecnicamente che si dissocia), lasciando i due elettroni sul cloro (è un po' il caso estremo della polarizzazione), a patto che l' H + possa formare un nuovo legame covalente con una coppia di elettroni offerta dall'ossigeno dell'acqua. Questo è un tipico esempio di legame covalente dativo. Questa reazione in realtà è un equilibrio! La reazione è reversibile. Se HCl è l'acido, in questo caso l'acqua reagisce come base. Inoltre visto che la reazione può andare nelle due direzioni H 3 O + può nuovamente essere definito come acido e Cl - come base. In particolare H 3 O + è il signore degli acidi in quanto tutti gli acidi sciolti in acqua formano questo ione, ed è proprio la concentrazione di H 3 O + in una soluzione che determina il ph. è una cosa semplicissima. È il logaritmo in base 10 della concentrazione, espressa in molarità, dello ione H 3 O + con il segno meno davanti. Facciamo degli esempi Numero In base 10 Logaritmo ph Cioè se per esempio in una soluzione ci sono mol/l di H 3 O + si dirà che il ph di questa soluzione è: ph = -log ( ) = 4.347

2 2 ph = - log [H 3 O + ] (oppure ph = - log [H + ]) pk a = -log K a pk b = -log K b Il lessico pcosa = - log (COSA). Acidi forti e acidi deboli Gli acidi sono classificati in forti e deboli a seconda della loro tendenza a dissociarsi più o meno facilmente. Gli acidi forti (come l'acidocloridrico) tendono fortemente a dissociarsi, mentre quelli deboli si dissociano poco. Matematicamente si ha rispetto all'equazioneche abbiamo introdotto all'inizioche se K è maggiore di 1 si ha a che fare con un acido forte, se invece è inferiore a 1 l'acidoè definito debole. Si ha quindi per l'espressionedell'equilibriola seguente generalizzazione per un acido ipotetico chiamato HA HA + H 2 O < > H + + A - [H 3 O + ] * [A - ] K a = [HA] Ecco due esempi pratici che mostrano la differenza tra un acido forte ed uno debole. HCl + H 2 O < > Cl - + H 3 O + K>>1. Equilibrio spostato a destra. Si forma molto H 3 O +. CH 3 COOH + H 2 O < > CH 3 COO - + H 3 O + K<<1 (1.77*10-5 ). Equilibrio spostato a sinistra. Si forma poco H 3 O +. L'acidocloridrico è considerato forte, mentre l'acidoacetico è debole: questo perché l'acido cloridrico forma per oltre il 99.99% H 3 O + mentre l'acidoacetico si trasforma solamente in una minima parte. Anche per questo non si può condire l'insalata con l'acido cloridrico... Calcola il ph di una soluzione di acido forte K >> 1 e quindi si può supporre che ci siano unicamente H 3 O + e A - presenti (equilibrio spostato a destra). La concentrazione di H 3 O + (il ph) si deduce quindi dalla concentrazione [mol/l] dell'acido forte che è presente.

3 3 Esercizio. Trova il ph di una soluzione che contiene 3 [mol/l] di HCl; se invece contenesse 0.3 [mol/l] oppure 0.03 [mol/l] di HCl che ph otterremmo? Calcola il ph di una soluzione di acido debole Gli acidi deboli hanno K << 1 (equilibrio spostato a sinistra) e quindi per calcolare il ph di una soluzione di un acido debole si deve tenere di conto l'equilibrioe determinare quanto [H 3 O + ] è presente. Esercizio. Trova il ph di una soluzione che contiene 0.2 [mol/l] di acido acetico (CH 3 COOH, K a = * 10-5 ). CH 3 COOH + H 2 O < > H 3 O + + CH 3 COO - Inizio Eq. 0.2 x x x R: 1.876*10-3 [mol/l], ph = Le basi deboli Analogamente agli acidi le basi sono sostanze in grado si catturare H +. Per una ipotetica base B si hanno le seguenti generalizzazioni. B + H 2 O < > BH + + OH - [BH + ] * [OH - ] K b = [B] Guardiamo l'esempio dell'ammoniaca. L'ammoniacastrappa H + dall'acquaformando lo ione ammonio NH 4+ e lo ione idrossido OH -. In questo caso l'acquareagisce come acido e l'ammoniacacome base. L'acquaè quindi sia un acido sia una base. Questo comportamento è definito come anfotero. Esercizio. Trova il poh di una soluzione di ammoniaca con concentrazione pari a 0.02 [mol/l] sapendo che il pk b è pari a Devi procedere con un ragionamento simile a quello fatta per gli acidi deboli. Le basi forti Non esistono basi forti in analogia agli acidi forti. Le basi forti cono composti ionici (sali) che sciolti in acqua liberano direttamente OH -. Per il calcolo del poh si può procedere come nel caso degli acidi forti.

4 4 L'autoprotolisi dell'acqua e il ph neutro L'acquacome abbiamo visto può reagire sia da acido sia da base. L'acquagioca il gioco acido-base anche quando è pura e da sola. In particolare vale la relazione H 2 O + H 2 O < > H 3 O + + OH - K w = [H 3 O + ]. [OH - ] / [ H 2 O ] 2 K w = [H 3 O + ]. [OH - ] (perché la concentrazione dell'acquanell'acquaè sempre di 55 mol/l e questa grandezza viene inglobata in K w ) Al denominatore l'acquasparisce perché è una quantità che non cambia mai (è il solvente). Si osserva per l'acquapura una K w a 20 C di ; ne consegue che la concentrazione di H 3 O + è pari a 10-7 (come anche quella di OH - ). dell'acquaneutra è quindi 7. Se si aggiunge dunque un acido all acqua, si fa aumentare la concentrazione di H 3 O + e quindi il valore di ph tenderà a diminuire. Si osservi anche la validità di questa comodissima formula! ph + poh = 14 La neutralizzazione Proviamo ad immaginare che cosa succede quando si fanno reagire gli acidi con le basi. Siccome le proporzioni tra H 3 O + e OH - sono fissate dall'equilibriodell'acquale loro quantità sono legate; se uno aumenta l'altro diminuisce di conseguenza e viceversa affinché la costante di K w sia mantenuta.

5 5 Se si fa reagire un acido con una base avverrà quindi una neutralizzazione: cerchiamo di capire come e perché. Come si può osservare dallo schema qui sopra, aggiungendo una base ad una soluzione di acido non è possibile che aumenti la concentrazione dello ione OH - e al contempo che rimanga inalterata quella di H 3 O + ; l'equilibrionon sarebbe più garantito. Deve per forza succedere qualcosa di diverso. Questo qualcosa di diverso è la neutralizzazione. OH - e H 3 O + reagiscono tra loro formando acqua. Osserva le reazioni indicate nello schema sottostante. Se si aggiunge esattamente la quantità giusta di base, si otterrà una soluzione perfettamente neutra, che contiene però del sale.

6 6 Tampone Se si procede nello stesso modo con un acido debole avverrà qualcosa di strano al ph. Proviamo a fare la seguente ipotesi. Ad una soluzione che contiene una mole di acido acetico (debole) si aggiunge mezza mole di base forte (NaOH). Che cosa succede? Certamente una neutralizzazione, in modo analogo a quella vista appena ora Proviamo ora ad immaginare che cosa succede se si neutralizza solo parzialmente l'acidopresente con una quantità di base inferiore. Per esempio, se ad una soluzione che contiene 1 M di acido acetico si aggiungessero 0.5 M di base NaOH, che cosa avverrebbe al ph? Ebbene chiaramente si avrebbero 0.5 M di acido e 0.5 M di acido neutralizzato. A questo punti il ph diventa un valore facilmente calcolabile. Quindi la costante di acidità introdotta precedentemente ci da sempre questa informazione: il ph di una soluzione di acido neutralizzata a metà. È anche facile capire che procedendo a neutralizzazioni con quantità diverse di base si otterrebbero valori di ph che seguono questa regola. Inoltre anche piccole aggiunte di acido forte o base forte avrebbero un piccolissimo effetto sul ph, mentre se si aggiungono piccole quantità degli stessi all'acquale variazioni di ph sono piuttosto marcate. Per questo sistema si chiama tampone, è in grado cioè di tamponare e rendere costante il ph. Tutta questa teoria difficile la eserciterete nelle prossime attività di laboratorio.

7 7 Tutti i sistemi biologici funzionano a ph ben precisi. Per questo motivo è sempre presente un sistema di controllo del ph. Per esempio il sangue ha un ph abbastanza costante di 7.4 (±0.2). Per mantenere costante il ph l organismo controlla la concentrazione dell acido carbonico (quello dell acqua minerale) H 2 CO 3 e dell acido deprotonato HCO 3-. Entrambi derivano dalla produzione di anidride carbonica delle cellule attraverso la respirazione cellulare. Giocando con la velocità della espirazione dei gas dei polmoni e con l eliminazione dalle urine di composti a base di ammonio (vedi reazione dell ammoniaca) che derivano dal metabolismo delle proteine l organismo controlla la concentrazione delle due sostanze viste e quindi anche il ph.

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