La forza degli acidi e delle basi è definita dal grado di dissociazione, α, per cui un elettrolita (un acido o una base): è forte quando in soluzione acquosa può considerarsi completamente dissociato in ioni; è debole quando la sua dissociazione è parziale, perché si stabilisce un equilibrio dinamico tra la parte dissociata e la parte indissociata.
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è rappresentabile con la seguente equazione di equilibrio:
HA + H2O ↔ A- + H3O+
acido base coniugata
L’acidità, la neutralità, la basicità di una soluzione acquosa vengono espresse per comodità di calcolo in termini di pH, ossia del logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione molare degli ioni H3O+:
pH = -log [H3O+]
cioè
[H3O+] = 10-pH
L’insieme dei valori di pH compresi normalmente tra 0 e 14 costituisce la scala del pH.
Le condizioni di acidità, neutralità, basicità di una soluzione, tradotte in termini di pH, diventano:
In modo analogo al pH si può definire il pOH, che è il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni idrossido OH-:
pOH = -log [OH-]
Il prodotto ionico dell’acqua può quindi essere espresso anche come logaritmo pKw, mediante la relazione:
pKw = pH + pOH = 14
Gli indicatori acido-base, o indicatori di pH, sono sostanze organiche che hanno la proprietà di assumere colori diversi in funzione del pH della soluzione in cui sono disciolti in quantità piccolissime.
Tale fenomeno è dovuto alla loro proprietà di acido (o base) debole, le cui forme coniugate hanno colore diverso.
In soluzione l’indicatore indissociato, HIn, partecipa all’equilibrio acido-base (vedi foto a lato)
L’occhio umano è capace di apprezzare la colorazione netta dell’una o dell’altra forma, quando il rapporto [In-] : [HIn] è 1 : 10 o 10 : 1; perciò più che al punto di viraggio ci si riferisce a un campo di viraggio corrispondente a 2 unità di pH. Indicatori di uso comune sono l’arancio di metile, il tornasole, la fenolftaleina ed altri il cui campo di viraggio è riportato nella Tabella successiva Gli indicatori sono usati nelle reazioni di titolazione di acidi e di basi.
La reazione che avviene per aggiunta della base forte è una reazione di neutralizzazione: gli equivalenti di NaOH aggiunti reagiscono con un identico numero di equivalenti di HCl, formando H2O:
HCl + NaOH → Na+ + Cl- + H2O
Si può seguire l’andamento di una titolazione costruendo una curva chiamata diagramma di titolazione che riporta il Volume di titolante in funzione del pH.
La misura del pH con gli indicatori e le titolazioni consente una determinazione approssimata: oggi una determinazione più precisa può essere effettuata con appositi apparecchi detti pH-metri che utilizzano un sistema elettrochimico che consente di ottenere la concentrazione di ioni H+ e quindi il pH.
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10. Le reazioni chimiche: la gestione quantitativa
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13. I numeri quantici e i loro vincoli
14. Le configurazioni elettroniche
15. Le proprietà periodiche degli atomi. Tavola periodica
16. Stechiometria
17. Il legame chimico, covalente, covalente polare, ionico. La pola...
18. Reazioni che implicano trasferimento di elettroni e loro bilanc...
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21. Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea
22. Acidi e Basi
23. Acidi e Basi forti e deboli
24. Ruolo dell'acqua come solvente e come reagente
25. Equilibrio chimico in soluzione acquosa
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