Calcolo pOH – Revisione rapida

Il pOH di una soluzione è definito come il negativo del logaritmo in base 10 della concentrazione molare degli ioni idrossido presenti in detta soluzione , cioè:

Proprio come il pH è una misura dell’acidità di una soluzione, il pOH è una misura della sua basicità.

A volte è fonte di confusione il motivo per cui esiste pOH e perché viene utilizzato, se la scala del pH fornisce le stesse informazioni di pOH, anche se indirettamente. In altre parole, non ci sono informazioni che pOH può darci che non ci diano già il pH di una soluzione.

Tuttavia, ci sono molte situazioni in cui è più facile calcolare il pOH che calcolare il pH. Un esempio si verifica quando prepariamo soluzioni di basi forti o deboli, e un altro ancora più noto è quando prepariamo soluzioni tampone da una base debole e un sale del suo acido coniugato.

In generale, ogni volta che ci troviamo in presenza di una soluzione basica, il calcolo del pOH può essere effettuato in modo analogo al calcolo del pH di una soluzione acida, semplicemente scambiando ovunque ioni idronio (H 3 _O + ⁾ per ioni idrossido (OH ^. ), pH per pOH, un acido forte o debole per una base forte o debole e la costante di acidità (K _a ) per la costante di basicità (K _b ).

Nelle sezioni seguenti, esploreremo il processo per il calcolo del pOH in diverse situazioni e da diversi tipi di dati. Tuttavia, prima faremo una breve rassegna dei concetti fondamentali relativi all’equilibrio acido-base in soluzione acquosa.

L’equilibrio ionico dell’acqua

L’acidità o la basicità di una soluzione acquosa è determinata da due fattori: l’acido o la base che agisce come soluto e l’acqua che funge da solvente. L’acqua rappresenta la parte più importante del concetto di acidità e basicità e, infatti, determina cosa si intende per soluzione acida, basica e neutra.

Allo stesso tempo, l’acqua è quella che definisce sia la scala del pH che quella del pOH, e lo fa grazie a un equilibrio acido-base che si verifica costantemente in qualsiasi campione di acqua, in cui una molecola d’acqua agisce da acido mentre un’altra agisce come base:

Poiché l’acqua sta protonando e idrolizzandosi, questa reazione è chiamata reazione di autoprotolisi dell’acqua. In alternativa, questa equazione può essere scritta in forma semplificata come semplice dissociazione:

Questa reazione è una reazione reversibile che raggiunge rapidamente l’equilibrio. Ha associato, quindi, una costante di equilibrio che si chiama costante del prodotto ionico dell’acqua, o KW _, e che è data da

Prendendo il logaritmo negativo della base 10 su entrambi i lati di questa equazione, applicando alcune proprietà dei logaritmi e utilizzando le definizioni di pH e pOH, questa equazione diventa:

Per stechiometria, in acqua pura (che è considerata neutra) le concentrazioni di protoni (o ioni idronio) e idrossido sono uguali tra loro e valgono 10 -7 M. ^In una soluzione acida, vi è una maggiore concentrazione di ioni idronio, e in In una soluzione basica c’è una maggiore concentrazione di ioni idrossido. Sulla base di questi dati, possiamo giungere alle seguenti conclusioni riguardo l’acidità e la basicità di una soluzione:

• Una soluzione neutra ha sia un pH che un pOH di 7.
• Una soluzione acida ha pH<7 e pOH>7.
• Una soluzione basica ha un pH>7 e un pOH<7.

Il concetto di acidi e basi

Per calcolare il pOH di qualsiasi soluzione, dobbiamo prima determinare quale tipo di soluti contiene. In generale, distingueremo tra tre tipi di soluti:

• Soluti acidi o semplicemente acidi.
• Soluti basici o basi.
• soluti neutri

Per semplicità, utilizzeremo il concetto di acidi e basi di Brønsted e Lowry, secondo il quale un acido è qualsiasi sostanza in grado di donare un protone a un’altra, e una base è qualsiasi sostanza in grado di accettare un protone. D’altra parte, un soluto sarà neutro quando non è in grado di fare nessuna delle due cose.

equilibrio acido-base

Quando si parla di acidi e basi, è anche necessario distinguere tra due classi di acidi e due classi di basi. Entrambi possono essere acidi o basi forti o acidi o basi deboli. La differenza tra i due è che, nel secondo caso, si tratta di una reazione reversibile o di un equilibrio acido-base, mentre nel caso di acidi e basi forti si presume che si dissocino o reagiscano completamente (non si stabilisce un equilibrio).

Questo è di grande importanza poiché, quando si calcola il pOH di una soluzione, se si tratta di acidi o basi deboli, dobbiamo risolvere un equilibrio chimico, mentre, se sono forti, non lo facciamo.

Calcolo del pOH di soluzioni di acidi e basi forti

Partiamo dal caso più semplice che corrisponde al calcolo del pOH di soluzioni di acidi e basi forti. Per mantenere un modo coerente di risolvere i problemi, utilizzeremo una tabella ICE (concentrazioni iniziali, variazione e concentrazioni all’equilibrio) in tutti i casi di acidi e basi, per mostrare chiaramente come cambiano le concentrazioni di diversi ioni quando si dissociano o idrolizzano il rispettivo soluti.

Caso 1: Acidi forti

Per calcolare il pOH di una soluzione di un acido forte, partiamo dalla concentrazione molare dell’acido e dall’equazione per la sua dissociazione. Con la concentrazione iniziale dell’acido, la concentrazione di protoni o ioni idronio nella soluzione viene calcolata mediante stechiometria. Con questa concentrazione si determina il pH e poi questo viene utilizzato per calcolare il pOH mediante l’equazione precedente.

Esempio 1: Determinare il pOH di una soluzione di acido cloridrico 10-4 molare.

L’acido cloridrico, o HCl, è un acido forte e la sua reazione di dissociazione è data da:

La tabella ICE per HCl, in questo caso sarebbe:

Come si può vedere, parte da una concentrazione nulla di ioni idronio e cloruro. Tutto l’HCl viene quindi completamente dissociato dopodiché si formano 10 ^-4 M sia di ioni idronio che di ioni cloruro, così che, all’equilibrio, non rimane HCl e la concentrazione dello ione idronio è di 10 ^-4 m.

Usando la definizione di pH:

Infine, il pOH viene calcolato sottraendo il pH da 14:

Come previsto, il pOH della soluzione è maggiore di 7, il che è coerente con il fatto che il soluto è un acido.

Caso 2: Basi forti

Nel caso di basi forti, il processo è un po’ più diretto, poiché la base, una volta dissolta, genera direttamente ioni idrossido. Questi sono determinati dalla stechiometria con l’aiuto di una tabella ICE, e infine la formula viene applicata per calcolare direttamente il pOH.

Esempio 2: Determinare il pOH di una soluzione di idrossido di sodio 10-3 molare.

L’idrossido di sodio, o NaOH, è una base forte e la sua reazione di dissociazione è data da:

La tabella ICE per NaOH, in questo caso è:

Ancora una volta, parte da una concentrazione zero di ioni sodio e idrossido. Quindi tutto l’NaOH è completamente dissociato in quanto è una base forte, dopodiché si formano 10 ^-3 M sia di ioni sodio che di ioni idrossido, così che, una volta raggiunto l’equilibrio, non rimane NaOH e la concentrazione di ioni idrossido è 10 ^{– 3} m.

Ora, usando la definizione di pOH:

In questo caso il pOH è inferiore a 7, concordando con il fatto che si tratta di una base.

Caso 3: Acidi deboli

Il processo generale per calcolare il pOH di una soluzione di acido debole segue gli stessi passaggi del caso di acidi forti, con la differenza che non possiamo ottenere la concentrazione di idronio direttamente dalla tavola ICE, poiché non sappiamo quale frazione dell’acido si dissocia prima che sia raggiunto l’equilibrio.

Sulla base di quanto sopra, nella procedura deve essere incluso un passaggio aggiuntivo che consiste nel risolvere l’equilibrio per trovare la concentrazione finale di ioni idronio. Questo viene fatto usando la costante di dissociazione dell’acido debole.

Esempio 3: Determinare il pOH di una soluzione di acido acetico 10-4 molare sapendo che ha una costante di dissociazione acida di 1.75.10-5.

L’acido acetico è un acido organico debole e la sua reazione di dissociazione è data dal seguente equilibrio chimico:

La seguente tabella ICE mette in relazione le concentrazioni iniziali con quelle finali. In questo caso, poiché non sappiamo in anticipo quanto acido si dissocia effettivamente, allora la variazione della sua concentrazione deve essere espressa come un’incognita (x).

Per trovare l’incognita, X, è sufficiente utilizzare la relazione tra le concentrazioni di tutte le specie all’equilibrio, che è data dalla costante di acidità:

Questa equazione può essere riscritta come:

che è un’equazione quadratica che può essere facilmente risolta utilizzando la formula quadratica o utilizzando una calcolatrice scientifica con l’apposita funzione. La soluzione di questa equazione, dopo aver sostituito il valore della costante di acidità, è:

Ora, usando questa concentrazione di ioni idronio, calcoliamo il pH e con questo il pOH, come abbiamo fatto prima.

Infine, il pOH viene calcolato sottraendo il pH da 14:

Si noti in questo caso che pOH è meno acido che nel caso di HCl, anche se entrambi gli acidi sono alla stessa concentrazione. Questo perché questo è un acido debole mentre l’altro era forte.

Caso 4: Basi deboli

Il calcolo del pOH delle basi deboli combina quanto applicato nel caso delle basi forti e degli acidi deboli, ovvero si deve risolvere un equilibrio chimico come nel secondo, ma si ottiene direttamente la concentrazione di OH – e quindi calcolare il pOH ^come nel il primo.

Esempio 4: Determinare il pOH di una soluzione di anilina 10 ^-2 molare sapendo che ha una costante di basicità di 7.4.10 ^-10 .

Ancora una volta partiamo dalla reazione di dissociazione della base, ma in questo caso si tratta di una base debole quindi si stabilisce il seguente equilibrio:

Per semplicità, l’anilina è rappresentata come una generica base B. La tabella ICE è compilata in modo analogo al caso precedente:

Ancora una volta, l’incognita X si trova mediante la costante di basicità:

Come prima, questa equazione può essere riscritta come un’equazione quadratica:

la cui soluzione è:

Con questa concentrazione possiamo calcolare direttamente il pOH:

Questo è un valore di pOH alcalino o basico, che è prevedibile considerando che si tratta di una soluzione di anilina che è una base. Tuttavia, si può notare che, nonostante il fatto che l’anilina in questa soluzione sia 100 volte più concentrata dell’idrossido di sodio nella precedente soluzione basica, la concentrazione di ioni idrossido è 365 volte inferiore, il che è una conseguenza del fatto che è una base considerevolmente debole.

Caso 5: Calcolo del pOH di un sistema tampone o soluzione tampone pH

Le soluzioni tampone sono miscele di un acido debole e un sale della sua base coniugata o di una base debole con un sale del suo acido coniugato. In entrambi i casi, il pH e il pOH possono essere calcolati utilizzando l’equazione di Henderson-Hasselbalch. Questa equazione ha due forme a seconda che si tratti di un acido debole e della sua base coniugata o di una base debole e del suo acido coniugato:

Sistema tampone acido debole/base coniugata:

Sistema tampone base debole/acido coniugato:

dove pKa e pKb sono, rispettivamente, i logaritmi negativi in ​​base dieci delle costanti di acidità e basicità.

Esempio 5: Determinare il pOH di una soluzione tampone contenente acido acetico 0,5 M e acetato di sodio 0,3 M, sapendo che la costante di acidità dell’acido acetico è 1,75,10 ^-5 .

Questo sistema corrisponde a un tampone acido debole con un sale della sua base coniugata, quindi in questo caso viene utilizzata la prima forma dell’equazione di Henderson-Hasselbalch per calcolare il pH e solo successivamente viene calcolato il pOH. Le concentrazioni analitiche dell’acido e del sale ( _{acido C e sale} C ) possono essere prese come buone approssimazioni delle rispettive concentrazioni di queste specie all’equilibrio:

Esempio 6: Determinare il pOH di una soluzione tampone contenente 0.3 M di ammoniaca e 0.5 M di cloruro di ammonio, sapendo che la costante di basicità dell’ammoniaca è 1.8.10 ^-5 .

Questo è il caso opposto al precedente. Questo tampone corrisponde a una base debole con un sale del suo acido coniugato. Utilizzando la seconda forma dell’equazione di Henderson-Hasselbalch, pOH può essere determinato direttamente:

Riferimenti

corrosionepedia. (2018, 5 novembre). pOH. Estratto da https://www.corrosionpedia.com/definition/895/poh

Marrone, T. (2021). Chimica: The Central Science (11a ed.). Londra, Inghilterra: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS e Herranz, ZR (2020). Chimica (10a ed.). New York City, NY: MCGRAW-HILL.

Covington, AK (1985, 1 gennaio). Definizione di scale di pH, valori standard di riferimento, misura del pH e relativa terminologia (Raccomandazioni 1984). Estratto da https://www.degruyter.com/document/doi/10.1351/pac198557030531/html

Helmenstine, A. (2021, 5 agosto). Cos’è il pOH? Definizione e calcolo. Estratto da https://sciencenotes.org/what-is-poh-definition-and-calculation/