Vai alla Home Page About me Courseware Federica Living Library Federica Federica Podstudio Virtual Campus 3D Le Miniguide all'orientamento Gli eBook di Federica La Corte in Rete
 
I corsi di Medicina e Chirurgia
 
Il Corso Le lezioni del Corso La Cattedra
 
Materiali di approfondimento Risorse Web Il Podcast di questa lezione

Emmanuele De Vendittis » 11.Prodotto ionico dell'acqua - pH e pOH


Dissociazione dell’acqua

L’acqua è un elettrolita debolissimo ed infatti la sua Kdiss a 25°C è 1,8•10-16.
Lo ione H+ che si dissocia dalla molecola di H2O si lega subito ad un’altra molecola di H2O; quindi l’equilibrio di dissociazione dell’acqua dovrebbe essere scritto tra due molecole di H2O.
In quest’equilibrio il valore di [H2O] può ritenersi costante a causa della debolissima dissociazione di questo elettrolita; considerando che 1 litro di H2O contiene circa 1000 g di H2O, risulta che la [H2O] = 55,5 M.
Conglobando tale valore di [H2O] nella Kdis si ottiene una nuova costante (Kw) che assume così il valore di 1,0•10–14.
Si arriva quindi alla formulazione dell’espressione del prodotto ionico dell’acqua, che risulta valido in qualsiasi soluzione acquosa.
Il prodotto ionico dell’acqua varia soltanto se cambia la temperatura; ad esempio a 90°C la Kw = 7,2•10–13.

Equilibrio di dissociazione dell’acqua.

Equilibrio di dissociazione dell'acqua.

Prodotto ionico dell’acqua.

Prodotto ionico dell'acqua.


Significato del prodotto ionico dell’acqua

Siccome il prodotto ionico dell’acqua è valido in qualsiasi soluzione acquosa, esso può essere utilizzato per ricavare la [H+] se è nota quella di [OH] e viceversa.

Esempi:

  • Sia [H+] = 2,7•10–3
    Allora: [OH] = Kw/2,7•10–3 = 1,0•10–14/2,7•10–3 = 3,7•10–12 M
  • Sia [OH] = 3,4•10–9
    Allora: [H+] = Kw/3,4•10–9 = 1,0•10–14/3,4•10–9 = 2,9•10–6 M


pH, pOH e pKw

Per “semplificare” calcoli e scrittura, si preferisce esprimere la [H+] con la sua trasformazione logaritmica (log10) in pH secondo questa operazione matematica:

pH = – log10 [H+] oppure pH = log 1/[H+]

Analogamente si trasforma [OH-] in pOH:

pOH = – log10 [OH] oppure pOH = log 1/[OH]

Inoltre anche Kw viene trasformata in pKw:

pKw = – log10 Kw = – log 1,0•10–14 = 14

Pertanto, se consideriamo il log10 di entrambi i membri del prodotto ionico dell’acqua, si ottiene un modo diverso per rappresentare il prodotto ionico dell’acqua:

– log10 Kw = – log10 ([H+] • [OH])
pKw = – log10 [H+] – log10 [OH]
14 = pH + pOH

Risultano quindi più semplici i calcoli (addizioni e non moltiplicazioni) per determinare  [H+] e [OH].

Calcolo del pH e del pOH

Per il calcolo del pH occorre ricordare alcune proprietà dei logaritmi.
Esempio:
Qual è il pH di una soluzione in cui [H+] = 3,6•10–4 M ?
pH = – log10 (3,6•10–4) = – log10 3,6 – log10 10–4 = – 0,5563 –(– 4)xlog10 10 = – 0,5563 + 4×1 = 3,4437
Quindi: pH = 3,44
Più semplicemente, dal numero che esprime la [H+] o [OH] basta sottrarre dall‘esponente della potenza decimale cambiato di segno (nel caso dell’esempio: 4) il valore del log10 della parte numerica (nel caso dell’esempio: 0,5563).
Esempi:
[H+] = 1,8•10–5 M pH = 5 – log10 1,8 = 4,74
[H+] = 1,0•10–9 M pH = 9 – log10 1,0 = 9,00
[OH] = 5,9•10–7 M pOH = 7 – log10 5,9 = 6,23
[OH] = 8,2•10–13 M pOH = 13 – log10 8,2 = 12,09

Calcolo del pH e del pOH (segue)

Se invece è noto il pH, è possibile calcolare il pOH e viceversa con le formule inverse:
pOH = 14 – pH oppure pH = 14 – pOH
Attenzione
I valori di pH (pOH) possono essere anche negativi oppure > 14
Esempi:
[H+] = 1,75 M:……….. pH = – log10 1,75 = – 0,24
[H+] = 3,7•10–15 M:pH = 15 – log10 3,7 = 14,43
[OH] = 2,5 M:……….. pOH = – log10 2,5 = – 0,40

Dal pH alla [H+] e dal pOH alla [OH]

Per risalire dal pH (pOH) alla [H+] ([OH]) occorre calcolare l’antilog10 del pH (10–pH):
Esempio:

  • Qual è la [H+] in una soluzione in cui il pH = 4,75 ?
    [H+] = 10–pH = 10–4,75 = 10(–5 + 0,25) = 10–5•100,25 = 10–5•antilog10 0,25 = 10–5•1,78
    Quindi: [H+] = 1,78•10–5
  • Qual è la [OH] in una soluzione in cui il pOH = 9,25 ?
    [OH] = 10–pOH = 10–9,25 = 10(–10 + 0,75) = 10–10•100,75 = 10–10•antilog10 0,75 = 10–10•5,62
    Quindi: [OH] = 5,62•10–10

Più semplicemente, il numero che esprime la [H+] o [OH] si ricava prendendo come esponente della potenza il numero che viene dopo aver aumentato fino alla cifra intera il valore del pH ed averlo cambiato di segno; per la parte prima della potenza si calcola l’antiolog10 del complemento utilizzato per portare il pH (pOH) alla cifra intera.

Definizione di neutralità, acidità e basicità

La definizione di neutralità, acidità o basicità nell’acqua è riferita alle differenze tra [H+] e [OH]; il concetto è valido per qualsiasi soluzione acquosa; in particolare:
[H+] = [OH]
soluzione neutra
[H+] > [OH]
soluzione acida
[H+] < [OH]
soluzione basica

Se poi la temperatura è di 25°C risulta che:

soluzione neutra;        [H+] = 1,0•10–7 M: pH = 7
soluzione acida;           [H+] > 1,0•10–7 M: pH < 7
soluzione basica;……. [H+] < 1,0•10–7 M: pH > 7

Definizione di neutralità, acidità e basicità (segue)

Se si valuta il pOH al posto del pH, si ha:

soluzione neutra;        [OH] = 1,0•10–7 M:  pOH = 7
soluzione acida;          [OH] < 1,0•10–7 M:  pOH > 7
soluzione basica;        [OH] > 1,0•10–7 M:  pOH < 7

Attenzione alla temperatura
Se ad esempio la temperatura è di 90°C il valore di pKw è 12,14; quindi la neutralità della soluzione si avrà a pH = 6,07 in base al seguente calcolo:
pH + pOH = 12,14
Ma pH = pOH  ⇒ 2 pH = 12,14 ⇒ pH = 6,07


  • Contenuti protetti da Creative Commons
  • Feed RSS
  • Condividi su FriendFeed
  • Condividi su Facebook
  • Segnala su Twitter
  • Condividi su LinkedIn
Progetto "Campus Virtuale" dell'Università degli Studi di Napoli Federico II, realizzato con il cofinanziamento dell'Unione europea. Asse V - Società dell'informazione - Obiettivo Operativo 5.1 e-Government ed e-Inclusion