INDICATORI DI PH

L'acqua pura contiene una piccola quantità di ioni che la rendono un elettrolita. Essa si dissocia secondo la reazione di autoionizazzione: H₂O = H⁺ + OH^- . Le soluzioni di acidi sono caratterizzate dalla presenza di ioni H₃O⁺ . L'acqua si comporta sia da acido quando libera H₃O⁺ sia da base quando libera OH^-, ma non possiede nessuna proprietà di acidi o basi. A una certa temperatura, il prodotto della concentrazione molare degli ioni H₃O⁺ e degli ioni OH^- presenti nell'acqua è costante. Questo prodotto è applicabile a tutte le soluzioni acquose perché è influenzato solo dalla temperatura e non dalla concentrazione degli ioni di equilibrio o dalla presenza di altre sostanze chimiche. Aggiungendo all'acqua un acido, cresce la concentrazione dello ione H₃O⁺ e poiché il prodotto ionico non varia, deve diminuire la concentrazione dello ione OH^- : l'equilibrio è spostato a sinistra. Aggiungendo all'acqua una base, la concentrazione dello ione OH^- aumenta, per l'invariabilità del prodotto ionico, deve diminuire la concentrazione dello ione H₃O⁺. Una soluzione si dice: neutra quando gli ioni H₃O⁺ sono esattamente bilanciati dagli ioni OH^- . Acida se sono presenti in eccesso ioni H₃O⁺. Basica se sono presenti in eccesso ioni OH^- .

[H₃O] [OH^-]

K_eq Þ K_eq [H₂O]² = [H₃O] [OH^-]

[H₂O]² [H⁺] = [OH^-]

H+ = 10^-7

OH- = 10^-7

Il chimico svedese Arrhenius dettò la prima definizione di acido e di base, fondata sulla capacità elettrica perché non era a conoscenza della struttura dell'atomo:

Gli acidi sono sostanze che in acqua liberano ioni H⁺ invece le basi sono sostanze che in acqua liberano ioni OH^-

Come ad esempio possono essere un acido forte H₂SO₄ (acido solforico) o una base forte KOH (idrossido di potassio)

Secondo la teoria di Arrhenius si può definire neutralizzazione la reazione tra una acido e una base, nella quale gli ioni H₃O⁺ dell'acido reagiscono con gli ioni OH^- della base, dando H₂O. Quando un acido e una base reagiscono in quantità equivalenti si verificano queste situazioni:

Se a e b sono di ugual forza ne deriva una soluzione neutra.

Se a è forte e b è debole, solo una parte degli ioni H₃O⁺ provenienti in gran copia dall'acido viene neutralizzata dai pochi ioni OH^- provenienti dalla base, risulta una soluzione acida.

Se a è debole e b è forte, solo una parte degli ioni OH^- della base viene neutralizzata dai pochi ioni H₃O⁺ dell'acido: la soluzione è basica.

Secondo la teoria di Brönsted e Lowry

La definizione di acido e di base proposta da Arrhenius escludeva da questa categorie sostanze come CO₂ e NH₃.

NH₃, che non contiene gruppi OH- e quindi non può liberarli, si comporta come una base

CO₂, che non contiene atomi di idrogeno e quindi non può liberarli, si comporta come un acido

Per includere questi tipi di sostanze, si ipotizzò che le loro proprietà acide o basiche dipendessero dalle loro reazioni con il solvente acqua:

NH₃(g) + H₂O(l) Þ NH₄⁺(aq) (ione ammonio) + OH^-(aq)

CO₂(g) + H₂O(l) Þ H₂CO₃ (acido carbonico) Þ H⁺(aq) + HCO₃^-(aq)

Brönsted e Lowry contemporaneamente, ma separatamente, dettero una definizione nuova ad acido e base, senza legarla al tipo di solvente:

acido Þ sostanza che cede ioni idrogeno H+ (protoni), o meglio H3O (H+ è molto piccolo, e quindi instabile)

base Þ sostanza che accetta ioni idrogeno H+ (protoni)

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

base acido acido base

NH₄⁺ è l'acido coniugato di NH₃

OH^- è la base coniugata di H₂O   gli acidi contengono al loro interno la base coniugata

L'acido è forte quando ha una grande tendenza a cedere l'ossonio H₃O alla base

La base è forte quando ha una grande tendenza ad accettare l'ossonio H₃O dall'acido

Quindi si ipotizza che:

A un acido forte corrisponde una base coniugata debole

A una base forte corrisponde un acido coniugato debole

Si può scrivere la costante di equilibrio k_eq, che:

nel caso di un acido, si chiama costante di acidità k_a

nel caso di una base, si chiama costante di basicità k_b

[NH4⁺] [OH^-]  NH₃ è una base debole

K_b Þ

[NH₃] [H₂O]    l'equilibrio è spostato verso sinistra (k_b > 1)

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

[Na⁺] [OH^-] NaOH è una base forte

K_b Þ

[NaOH] [H₂O] l'equilibrio è spostato verso destra (k_b < 1)

NaOH + H₂O Na⁺ + OH^-

[H⁺] [CH₃COO^-]    CH₃COOH è una acido debole

K_a Þ

[NaOH] [H₂O] l'equilibrio è spostato verso sinistra (k_a > 1)

CH₃COOH + H₂O  H⁺ + CH₃COO^-

[H₃O⁺] [Cl^-] HCl è una acido forte

K_a Þ

[HCl] [H₂O] l'equilibrio è spostato verso destra (k_a < 1)

HCl + H₂O  Cl^- + H₃O⁺

Per Lewis le definizioni di Brönsted e Lowry ha dei limiti, in quanto la definizione di acido presuppone la capacità di cedere protoni, fatto possibile solo se essa dispone di almeno un atomo di idrogeno ionizzabile. Quindi ne segue che acido è qualsiasi sostanza capace di accettare una coppia di elettroni (elettrofilo) e base è una qualsiasi sostanza capace di mettere a disposizione una coppia di elettroni (nucleofilo).

Il concetto di pH serve ad esprimere in modo più semplice la concentrazione degli ioni idrogeno presenti in soluzione, senza far ricorso ai numeri esponenziali. In base alla variazione della concentrazione di H₃O⁺ e OH^- si può stabilire se la soluzione è acida o basica:

se sono uguali Þ soluzione neutra

se è maggiore la concentrazione di H₃O⁺ Þ soluzione acida

se è maggiore la concentrazione di OH^- Þ soluzione basica

Si definisce pH il logaritmo negativo di base 10 della concentrazione dello ione idrogeno (pH = -log [H⁺])

cambiando di segno il valore della concentrazione degli ioni H₃O⁺. La scala del pH ha valori che vanno dallo O al 14 e si suddivide nel seguente modo:

pH = 7 Þ soluzione neutra Þ H₃O⁺ = OH^-

pH < 7 Þ soluzione acida Þ più basso è il valore del pH e più acida è la soluzione

pH > 7 Þ soluzione basica Þ più alto è il valore del pH e più basica è la soluzione

Si possono usare dei metodi per la determinazione del pH:

Con degli indicatori; si tratta di sostanze acide o basiche che, ionizzandosi, assumono una colorazione diversa dalla forma non ionizzata. Ogni indicatore ha almeno due colori diversi, il punto in cui avviene il passaggio da un colore ad un altro viene detto punto di viraggio.

Con il piaccametro lo si immerge una sonda costituita da un elettrodo a vetro direttamente nella soluzione e si legge su una apposita scala il valore del pH

Nelle trasformazioni chimiche il pH deve mantenersi costante. Per mantenersi costante devono essere presenti dei sistemi che si oppongono alle variazioni del pH. Queste sostanze sono dette tamponi e sono formati dall'associazione di un acido debole con il suo sale di una base forte.

Se sciogliamo un sale in acqua otteniamo soluzioni che possono essere acide, basiche o neutre. Un sale è il prodotto della reazione di un acido con una base ed è un elettrolita forte che in soluzione diluita esiste completamente dissociata nei suoi ioni. Questi ioni, se provenienti da acidi deboli o da basi deboli, reagiscono con le molecole dell'acqua, comportandosi da acidi o da sali di Bronsted più o meno forti.

Idrolisi di sali provenienti da acidi deboli e basi forti:idrolisi basica, pH>7 . Si creano 2 equilibri nella soluzione acquosa:equilibrio dell'idrolisi e del sale, equilibrio di ionizzazione dell'acqua. La sol. diventa basica per eccesso di ioni OH^- .

Idrolisi di sali provenienti da acidi forti e basi deboli: idrolisi acida, pH<7. Si creano 2 equilibri nella soluzione acquosa:equilibrio dell'idrolisi e del sale, equilibrio di ionizzazione dell'acqua. La sol. diventa acida per eccesso di ioni H₃O⁺ .

Nelle soluzioni di sali provenienti da acido forte/base forte o da acido debole/base debole non si verificano equilibri capaci di alterare l'equilibrio di ionizzazione dell'acqua e le soluzioni hanno pH neutro.

Il 28/03/2006 in classe abbiamo esaminato gli indicatori di pH. Per iniziare abbiamo preso delle foglie di Euforbia e di Rosa, le abbiamo pestate insieme a dell'alcool etilico per ottenere un indicatore naturale. Dentro ad alcune provette abbiamo distribuito l'estratto dalle foglie, in una abbiamo aggiunto una base e la provetta si colorava di marrone invece aggiungendo un acido si colorava di rosso chiaro. Nella provetta con la sostanza basica abbiamo aggiunto dell'acido fino a far ritornare il colore dell'estratto. Poi abbiamo fatto altre prove e sono:

Acqua + fenolfetaleina = incolore

Acqua + fenolfetaleina + sostanza basica = viola

Acqua + fenolfetaleina + sostanza acida = incolore

Questo accadeva perché il punto di viraggio della fenolfetaleina era di 8,5-9 quindi tutte le sostanze con pH minore di questi valori erano incolore e quelle maggiori erano viola.

Acqua + metilarancio = giallo

Acqua + metilarancio + sostanza basica = giallo

Acqua + metilarancio + sostanza acida = rosso

Questo accadeva perché il punto di viraggio del metilarancio era di 5 quindi tutte le sostanze con pH minore di questi valori rossi invece tutti quelli maggiori erano gialli. Mescolando i vari indicatori si posso avere informazioni più precise sul pH.