Cosa sono acidi e basi?
Un acido è un donatore di protoni (H+) e una base è un accettore di protoni — la definizione di Brønsted–Lowry, quella che usa ogni pannello di questa pagina. L'aceto (acido acetico) cede un protone all'acqua; l'ammoniaca ne accetta uno e diventa ammonio. Ogni acido è accoppiato alla specie che resta dopo aver ceduto il protone: questa coppia — acido acetico CH3COOH con acetato CH3COO−, oppure ammonio NH4+ con ammoniaca NH3 — è una coppia acido-base coniugata, e tutta la chimica dei tamponi e delle titolazioni è la contabilità di queste coppie.
Il numero da ricordare: la scala del pH è logaritmica. Un'unità di pH significa una variazione di 10 volte di [H+], quindi un pH 3 non è «un po' più acido» di un pH 7 — è 10.000 volte più acido.
pH e pOH: contare i protoni su una scala logaritmica
Poiché [H+] copre più di quattordici potenze di dieci tra l'acido di batteria e il detergente per scarichi, i chimici la comprimono: pH = −log10[H+]. L'acqua stessa si scinde sempre un po', [H+][OH−] = Kw = 1,0×10−14 a 25°C, ed è per questo che pH + pOH = 14: se uno sale, l'altro scende della stessa quantità. Neutro significa semplicemente [H+] = [OH−] = 10−7, che è pH 7 solo a 25°C — l'acqua pura calda si trova leggermente sotto 7 ed è comunque perfettamente neutra. Come controllo della scala, la pagina può riprodurre: pH 3,5 (circa l'acidità del succo d'arancia) corrisponde a [H+] = 3,16×10−4 mol/L.
| Sostanza | pH approssimato | Sostanza | pH approssimato |
|---|
| Acido gastrico | 1.5–2 | Acqua pura (25°C) | 7.0 |
| Succo di limone | ~2.4 | Sangue umano | 7.35–7.45 |
| Caffè nero | ~5 | Acqua di mare | ~8.1 |
| Latte | ~6.7 | Ammoniaca domestica | ~11.5 |
Ka, Kb e pKa: quanto è forte l'acido?
Gli acidi forti come l'HCl si dissociano in modo essenzialmente completo — versati nell'acqua, quasi ogni molecola cede il proprio protone. Gli acidi deboli raggiungono un equilibrio: HA ⇌ H+ + A−, descritto da Ka = [H+][A−]/[HA]. L'acido acetico ha Ka = 1,8×10−5, di solito indicato come pKa = 4,74 (lo stesso trucco del −log del pH). La parte utile è la regola di accoppiamento: Ka × Kb = Kw per una coppia coniugata, quindi un acido più forte ha automaticamente una base coniugata più debole. L'acetato, partner dell'acido acetico debole, è una base molto debole con Kb = 5,6×10−10 (pKb = 9,26) — entrambe le conversioni vengono eseguite nel pannello Ka e Kb qui sopra.
Tamponi e l'equazione di Henderson–Hasselbalch
Un tampone è un acido debole e la sua base coniugata presenti in quantità comparabili. L'H+ aggiunto viene consumato da A−; l'OH− aggiunto viene consumato da HA; in entrambi i casi il rapporto si muove appena, quindi il pH si muove appena. La contabilità si riduce a pH = pKa + log10([A−]/[HA]). Quando le due concentrazioni sono uguali, pH = pKa esattamente, e ogni spostamento di dieci volte del rapporto muove il pH esattamente di un'unità — il pulsante del campione 1:10 dà pH 5,76 per un tampone acetato il cui pKa è 4,76. Un tamponamento affidabile copre solo pKa ± 1 (rapporto da 0,1 a 10), ed è per questo che scegliere un tampone significa sceglierne uno il cui pKa sia vicino al pH desiderato. Il sangue è l'esempio perfetto: la coppia bicarbonato/CO2 mantiene il plasma tra 7,35 e 7,45, e gli enzimi smettono di funzionare fuori da questo intervallo.
Curve di titolazione: vedere il tampone cedere
Aggiungere una base forte a un acido cambia in modo continuo il rapporto [A−]/[HA], e la curva non è altro che l'equazione di Henderson–Hasselbalch tracciata. All'inizio il tampone assorbe la base e il pH sale lentamente — la regione piatta. Al punto di equivalenza la base corrisponde esattamente alle moli dell'acido; lì la curva è quasi verticale, ed è per questo che quel punto segnala la fine di una titolazione. A metà strada, [A−] = [HA], quindi il pH è uguale al pKa — un modo standard per misurare il pKa da una curva. Acido forte + base forte arriva a pH 7, ma acido debole + base forte termina sopra 7 (vicino a 8,7 per il campione predefinito di acido acetico), perché ciò che resta nel pallone è una base debole.
Idee sbagliate comuni
- Forte significa concentrato. No — la forza è quanto completamente un acido si dissocia, la concentrazione è quanto ce n'è. 0,001 M di HCl è un acido forte diluito; l'acido acetico glaciale è un acido debole concentrato.
- Il neutro è sempre pH 7. Solo a 25°C, dove Kw = 10−14. Neutro significa [H+] = [OH−], punto e basta.
- Il pH si ferma a 0 e 14. Sono soltanto i confini della scala dell'acqua a 25°C. Un HCl 12 M ha un pH di circa −1, e un NaOH concentrato supera 14.
- Il pH di un acido debole = −log della sua concentrazione. Questa scorciatoia vale solo per gli acidi forti. Il pH di un acido debole richiede anche il suo Ka, perché la maggior parte delle molecole non si dissocia mai.
Strumenti correlati: Equilibrio chimico (da dove provengono le costanti di equilibrio come Ka), Spettroscopia (misurare le concentrazioni con la luce) e Calcolatori biologici (ricette dei tamponi in unità micromolari).
