Come calcolare il pH di un acido forte

Se vuoi avere successo in chimica, devi capire gli acidi e le basi. Non dovresti solo capire cosa sono questi composti e come si comportano in soluzione, ma anche essere in grado di eseguire semplici calcoli del pH e capire perché il comportamento degli acidi forti semplifica i calcoli che li coinvolgono sostanze.

Per cominciare, dovresti sapere che in chimica, concentrazione è spesso espresso in moli per unità di volume, solitamente litri (mol/L) piuttosto che in unità di massa per litro. Il numero di grammi in 1 mole di una sostanza può essere determinato dalle masse molari o dai pesi molecolari dei suoi atomi costituenti, disponibili sulla tavola periodica degli elementi.

• La quantità mol/L è solitamente scritta come il singolo simbolo M.

Un acido è un composto che dona un protone in soluzione acquosa. Questo protone è talvolta rappresentato nelle equazioni come un protone autonomo (H⁺) o come ione idronio (un protone più acqua: H₃oh⁺). L'altro componente dell'acido disciolto è chiamato base coniugata. La formula generale per la dissociazione di un acido è HA → H

Le basi, d'altra parte, fungono da doppelganger degli acidi: accettano prontamente protoni, equivalenti a donare ioni idrossido (OH^–) in soluzione acquosa. Il resto di una base dissociata si chiama acido coniugato, ed è spesso un catione metallico come Na⁺.

Il pH, o "potenza dell'idrogeno", è un valore generalmente (ma non matematicamente) vincolato all'intervallo numerico da 0 a 14,0. Le soluzioni acide hanno un pH basso, le soluzioni neutre (come l'acqua pura) hanno un pH di 7 e le soluzioni basiche hanno un pH più alto valori.

Matematicamente, il pH è solo il negativo del logaritmo in base 10 della concentrazione di H⁺ (o H₃oh⁺) ioni: pH = –log₁₀[H+]. Finché hai una calcolatrice e stai attento con le tue potenze di 10, questi calcoli sono semplici.

Un acido forte è uno che cede prontamente i suoi protoni, e lo fa anche quando il pH ambientale è basso, il che significa che ci sono già molti protoni in circolazione. Gli acidi deboli non cedono i loro protoni così facilmente, diventando dissociati in misura significativa solo quando il pH è più vicino alla neutralità. Le basi forti, allo stesso modo, cedono prontamente gli ioni idrossido anche in soluzioni ad alto pH.

Ai punti di forza di acidi e basi può essere assegnato un valore: pK_un, o il costante di dissociazione acida, il valore di pH al quale metà di un acido ha donato i suoi protoni mentre l'altra metà rimane allo stato coniugato. (Le basi hanno, hai indovinato, pK_b valori.) Gli acidi più forti hanno quindi pK. più basso_un valori.

L'acido cloridrico, o HCl, è un acido forte ben noto e comune. Gli usi dell'acido cloridrico includono laboratori di chimica delle scuole superiori e delle scuole superiori in tutto il mondo, nonché una serie di applicazioni industriali e manifatturiere.

Esempio: Calcolare il pH di una soluzione 0,100 M di HCl.

Essendo HCl un acido forte, si ionizza completamente, e il pH di HCl in soluzione si ricava dalla concentrazione (molarità) degli ioni H+, per definizione pari a 0,100 M. (La base coniugata dell'acido, che è lo ione cloruro Cl^–, avrebbe anche una concentrazione di 0,100 M.)

Il pH è quindi –log (0,100) = 1.000.

Chiaramente, valori di molarità più elevati produrranno valori di pH più bassi e viceversa per HCl (o qualsiasi acido).

Se non hai voglia di tirare fuori una calcolatrice e vuoi conoscere il comportamento chimico di alcuni acidi più forti, consulta la pagina delle Risorse.