Che cos’è il pH?
Il pH è la misura dell’acidità di una soluzione: è il logaritmo negativo della concentrazione di ioni H⁺, e a 25 °C vale 7 nell’acqua pura. Sotto 7 la soluzione è acida, sopra è basica, e ogni unità in meno vuol dire ioni H⁺ dieci volte più concentrati. Un tampone limita questi cambiamenti quando si aggiunge acido o base.
Di Gabriel Miccoli · aggiornata il 2 novembre 2026 · scritta con l’aiuto dell’AI, controllata dal codice · Come nascono le lezioni
Imparerai
- Riconoscere acidi e basi secondo Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis, e le coppie coniugate
- Calcolare pH e pOH di acidi e basi forti, anche dopo una diluizione
- Calcolare il pH di un acido o di una base debole da Ka o Kb
- Prevedere se la soluzione di un sale è acida, basica o neutra
- Usare l’equazione di Henderson-Hasselbalch per un tampone
- Spiegare come il tampone bicarbonato tiene il sangue a pH 7,4 e cosa succede in acidosi e alcalosi
- Risolvere una titolazione acido-base dalla neutralizzazione
Che cos’è un acido (tre definizioni)
L’ammoniaca non contiene neanche un gruppo OH, eppure è una base. Serve una definizione migliore di quella delle medie.
Ci sono tre definizioni, ognuna più larga della precedente. All’esame la più usata è la seconda.
| Teoria | Acido | Base | Esempio |
|---|---|---|---|
| Arrhenius | in acqua libera H⁺ | in acqua libera OH⁻ | HCl, NaOH |
| Brønsted-Lowry | cede un protone H⁺ | accetta un protone H⁺ | NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ |
| Lewis | accetta una coppia di elettroni | cede una coppia di elettroni | BF₃ (acido), NH₃ (base) |
Le coppie coniugate
Secondo Brønsted-Lowry ogni reazione acido-base è uno scambio di protone fra due coppie:
Un acido, perso il protone, diventa la sua base coniugata; una base, preso il protone, diventa il suo acido coniugato. La regola che vale sempre: più un acido è forte, più la sua base coniugata è debole. HCl è fortissimo, quindi Cl⁻ non ha praticamente alcuna tendenza a riprendersi il protone.
Alcune specie sono anfotere: fanno da acido o da base a seconda di chi hanno davanti. L’acqua è la più importante, e lo è anche lo ione bicarbonato HCO₃⁻, che vedrai nel tampone del sangue.
- Acido di Brønsted: Specie che cede un protone H⁺.
- Base di Brønsted: Specie che accetta un protone H⁺, usando una coppia di elettroni libera.
- Coppia coniugata: Due specie che differiscono per un solo H⁺, come CH₃COOH e CH₃COO⁻.
- Anfotero: Che può comportarsi da acido o da base: H₂O, HCO₃⁻, gli amminoacidi.
Nella reazione HCO₃⁻ + H₂O ⇌ CO₃²⁻ + H₃O⁺, qual è la base coniugata dello ione bicarbonato?
CO₃²⁻. Qui il bicarbonato cede un protone (fa da acido) e diventa carbonato: CO₃²⁻ è la sua base coniugata. H₂CO₃ sarebbe il suo acido coniugato, cioè il bicarbonato che ha preso un protone. H₃O⁺ è l’acido coniugato dell’acqua.
Kw e la scala del pH
Il succo gastrico a pH 1 e il sangue a pH 7,4 non differiscono di 6,4 di qualcosa: differiscono di un fattore due milioni e mezzo.
L’acqua si ionizza appena: due molecole si scambiano un protone.
Nell’acqua pura M. Per non scrivere sempre potenze di dieci si usa il pH:
| [H⁺] (mol/L) | pH | Soluzione |
|---|---|---|
| 10⁻¹ | 1 | acida (succo gastrico) |
| 10⁻⁴ | 4 | acida (succo di pomodoro) |
| 10⁻⁷ | 7 | neutra |
| 10⁻⁹ | 9 | basica (bicarbonato in acqua) |
| 10⁻¹³ | 13 | basica (soda caustica diluita) |
Tre cose da non sbagliare mai:
- La scala è logaritmica: un’unità di pH vale un fattore 10 in [H⁺]. Da pH 3 a pH 1 l’acidità cresce di 100 volte.
- Più basso è il pH, più la soluzione è acida.
- Kw cresce con la temperatura: a 37 °C la neutralità è a pH ≈ 6,8. Negli esercizi, salvo indicazione, si lavora a 25 °C.
- 1,0·10⁻¹⁴: Kw a 25 °C ([H⁺]·[OH⁻] in ogni soluzione acquosa)
- 7,35–7,45: pH del sangue arterioso.
- 1,5–2: pH del succo gastrico.
Una soluzione ha [OH⁻] = 10⁻³ M. Qual è il suo pH?
pOH = −log(10⁻³) = 3, quindi pH = 14 − 3 = 11. Rispondere 3 vuol dire aver calcolato il pOH e averlo scambiato per il pH: è l’errore più frequente con le basi.
Il pH di acidi e basi forti
Quattro esempi che coprono tutti i casi d’esame.
Un acido forte (HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, la prima dissociazione di H₂SO₄) e una base forte (gli idrossidi del gruppo 1 e Ca(OH)₂, Ba(OH)₂) si dissociano del tutto: la concentrazione di H⁺ o di OH⁻ si legge dalla formula.
- Acido forte: HCl 0,01 M: Ogni HCl libera un H⁺, quindi [H⁺] = 0,01 = 10⁻² M e il pH è 2.
- Base forte: NaOH 0,001 M: Ogni NaOH libera un OH⁻: [OH⁻] = 10⁻³ M. Prima il pOH, poi il pH.
- Base con due OH: Ca(OH)₂ 0,005 M: Ogni unità libera due OH⁻: [OH⁻] = 2 × 0,005 = 0,01 M. Dimenticare il coefficiente è l’errore che i distrattori aspettano.
- Diluizione: Diluire 10 volte un acido forte divide [H⁺] per 10 e alza il pH di 1: HCl a pH 2 diluito 10 volte va a pH 3, diluito 100 volte a pH 4. Ma un acido diluito non diventa mai basico: HCl 10⁻⁸ M non ha pH 8. Conta anche l’H⁺ dell’acqua (10⁻⁷ M), e il pH resta appena sotto 7 (circa 6,98).
Mescoli 100 mL di HCl a pH 1 con 900 mL di acqua. Che pH ottieni?
Il volume passa da 100 a 1000 mL: diluizione di 10 volte, [H⁺] da 10⁻¹ a 10⁻² M, pH da 1 a 2. Il pH non si divide per dieci e non si moltiplica: sale di un’unità per ogni fattore 10.
Acidi e basi deboli: Ka, Kb, pKa
Una soluzione 0,1 M di acido acetico e una 0,1 M di acido cloridrico hanno la stessa concentrazione. Una ha pH 1, l’altra quasi 3.
Un acido debole si dissocia solo in parte, fino a un equilibrio descritto dalla costante di acidità:
Più piccolo è il pKa, più l’acido è forte.
| Acido | Ka | pKa |
|---|---|---|
| fluoridrico, HF | 6,8·10⁻⁴ | 3,17 |
| acetico, CH₃COOH | 1,8·10⁻⁵ | 4,74 |
| carbonico, H₂CO₃ (prima) | 4,5·10⁻⁷ | 6,35 |
| ione ammonio, NH₄⁺ | 5,6·10⁻¹⁰ | 9,25 |
Il pH di un acido debole
Se l’acido si dissocia poco (concentrazione almeno cento volte Ka), vale l’approssimazione:
Acido acetico 0,1 M: M, pH = 2,87. Si è dissociato solo l’1,3% delle molecole.
Le basi deboli
Per una base debole come l’ammoniaca vale lo stesso con Kb e OH⁻:
NH₃ 0,1 M (Kb = 1,8·10⁻⁵): [OH⁻] = 1,34·10⁻³ M, pOH = 2,87, pH = 11,13.
Prova con il calcolatore del pH: diluisci un acido debole cento volte e guarda di quanto sale il pH. Non di due unità, come per un acido forte, ma di una.
All’esame non c’è calcolatrice. Con l’approssimazione, pH = ½ (pKa − log C). Acido acetico 0,1 M: ½ (4,74 + 1) = 2,87. Niente radici quadrate.
Un acido debole HA 0,01 M ha pKa = 6. Quanto vale il suo pH?
pH = ½ (pKa − log C) = ½ (6 + 2) = 4. Il 2 sarebbe il pH di un acido forte alla stessa concentrazione; il 6 confonde pH e pKa, che coincidono solo in un tampone con [A⁻] = [HA].
I sali in acqua: acidi, basici o neutri
Decide chi ha generato il sale.
Un sale sciolto in acqua libera i suoi ioni. Lo ione che viene da un acido o da una base debole reagisce con l’acqua (idrolisi) e sposta il pH; quello che viene da un acido o da una base forte non fa nulla.
Se acido e base di partenza sono entrambi deboli (per esempio CH₃COONH₄), vince quello con la costante più grande: Ka > Kb dà una soluzione acida, Kb > Ka basica.
- Esempio: Acido forte + base forte: NaCl, KNO₃. Acido debole + base forte: CH₃COONa, NaHCO₃. Acido forte + base debole: NH₄Cl.
- Ione che reagisce con l’acqua: Acido forte + base forte: Nessuno. Acido debole + base forte: L’anione, base coniugata: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻. Acido forte + base debole: Il catione, acido coniugato: NH₄⁺ ⇌ NH₃ + H⁺.
- pH della soluzione: Acido forte + base forte: 7. Acido debole + base forte: Maggiore di 7. Acido forte + base debole: Minore di 7.
- Soluzione 0,1 M: Acido forte + base forte: pH 7. Acido debole + base forte: CH₃COONa: pH ≈ 8,9. Acido forte + base debole: NH₄Cl: pH ≈ 5,1.
Una soluzione di carbonato di sodio, Na₂CO₃, in acqua è:
Basica, poiché CO₃²⁻ è una base coniugata debole. Na⁺ viene da una base forte e non reagisce. CO₃²⁻ viene dall’acido debole HCO₃⁻: prende un protone dall’acqua e libera OH⁻. Non tutti i sali sono neutri: solo quelli di acido forte e base forte.
I tamponi e Henderson-Hasselbalch
Versa 0,01 moli di HCl in un litro d’acqua e il pH crolla da 7 a 2. Versale in un litro di tampone acetato e scende da 4,74 a 4,65.
Un tampone è una soluzione che resiste alle variazioni di pH quando si aggiungono piccole quantità di acido o di base. È fatto di un acido debole e la sua base coniugata in concentrazioni simili (oppure di una base debole e il suo acido coniugato).
Come funziona
- Aggiungi H⁺: la base del tampone lo cattura.
- Aggiungi OH⁻: l’acido del tampone lo neutralizza.
Il pH cambia poco perché cambia solo il rapporto fra le due forme, e il pH dipende dal suo logaritmo:
È l’equazione di Henderson-Hasselbalch.
Tre conseguenze che escono all’esame
- Con [A⁻] = [HA] il pH è uguale al pKa (log 1 = 0). Tampone acetato 0,1 M / 0,1 M: pH 4,74.
- Ogni fattore 10 nel rapporto sposta il pH di 1: [A⁻]/[HA] = 10 dà pH = pKa + 1.
- Un tampone funziona bene solo fra pKa − 1 e pKa + 1. Per tamponare a pH 7,4 serve un acido con pKa vicino a 7,4.
Diluire un tampone non cambia il pH (il rapporto resta uguale), ma ne riduce la capacità tamponante: la quantità di acido o base che può assorbire.
L’esempio dell’apertura, fatto per bene: 1 L di tampone con 0,10 mol di CH₃COOH e 0,10 mol di CH₃COO⁻, più 0,01 mol di HCl. Ora A⁻ = 0,09 e HA = 0,11:
Un tampone contiene NH₃ 0,2 M e NH₄Cl 0,02 M. Il pKa di NH₄⁺ è 9,25. Che pH ha?
10,25. La base è NH₃ e l’acido è NH₄⁺: pH = 9,25 + log(0,2 / 0,02) = 9,25 + 1 = 10,25. Chi ottiene 8,25 ha messo il rapporto al contrario. 4,75 è il pKb dell’ammoniaca, non un pH.
Il tampone del sangue
Ogni giorno produci acido equivalente a circa 15 moli di H⁺ sotto forma di CO₂. Il tuo pH si sposta di pochi centesimi.
Il principale tampone del plasma è la coppia acido carbonico / bicarbonato, collegata alla CO₂ dall’anidrasi carbonica:
Per il sangue si usa un pKa apparente di 6,1 e la CO₂ disciolta si ricava dalla pressione parziale: (mmol/L, con pCO₂ in mmHg).
Il pKa è lontano da 7,4, eppure questo tampone è il più efficace del corpo. Il motivo è che è aperto: i polmoni regolano la CO₂ in pochi minuti, i reni regolano il bicarbonato in ore o giorni.
| Disturbo | Causa tipica | Cosa cambia | pH |
|---|---|---|---|
| Acidosi respiratoria | ipoventilazione | ↑ pCO₂ | ↓ |
| Alcalosi respiratoria | iperventilazione (ansia, alta quota) | ↓ pCO₂ | ↑ |
| Acidosi metabolica | chetoacidosi diabetica, diarrea | ↓ HCO₃⁻ | ↓ |
| Alcalosi metabolica | vomito ripetuto | ↑ HCO₃⁻ | ↑ |
Gli altri tamponi: il fosfato H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻ (pKa 7,2, circa 6,8 alle condizioni della cellula) dentro le cellule e nelle urine; le proteine, soprattutto l’emoglobina, grazie ai residui di istidina.
Mettilo alla prova nel simulatore del sangue: alza la CO₂ come in un’ipoventilazione e compensa con il bicarbonato, come fa il rene.
- 6,1: pKa apparente del sistema CO₂/HCO₃⁻.
- 24 mM: Bicarbonato nel plasma.
- 20 : 1: Rapporto HCO₃⁻ / CO₂ a pH 7,4.
Un paziente in crisi d’ansia respira velocemente. Che cosa succede al pH del suo sangue?
Sale, perché elimina CO₂: alcalosi respiratoria. Iperventilando si elimina più CO₂: il denominatore della Henderson-Hasselbalch cala, il rapporto cresce e il pH sale. È respiratoria perché la causa è la CO₂, non il bicarbonato.
Titolazione e neutralizzazione
Trovare una concentrazione sconosciuta contando le moli.
Si aggiunge una base a concentrazione nota a un acido sconosciuto (o viceversa) finché le moli di H⁺ e di OH⁻ si equivalgono. Un indicatore che cambia colore segnala il momento.
- Scrivi la condizione di equivalenza: Al punto di equivalenza le moli di H⁺ dell’acido sono uguali alle moli di OH⁻ della base. Con n = M × V:
- Un esempio: HCl sconosciuto: 25 mL di HCl richiedono 20 mL di NaOH 0,1 M. Moli di OH⁻: 0,1 × 0,020 = 0,002 mol. Le stesse moli di H⁺ stanno in 25 mL.
- Attento agli acidi poliprotici: L’acido solforico H₂SO₄ ha due H⁺. Per neutralizzare 10 mL di H₂SO₄ 0,1 M (0,001 mol, cioè 0,002 mol di H⁺) servono 20 mL di NaOH 0,1 M, non 10.
- Il pH al punto di equivalenza: Dipende dal sale che si forma. Acido forte + base forte: pH 7. Acido debole + base forte: pH > 7 (resta la base coniugata, come l’acetato). Acido forte + base debole: pH < 7. A metà titolazione di un acido debole, metà acido è diventato base coniugata: [A⁻] = [HA] e pH = pKa.
- Scegli l’indicatore: L’indicatore deve cambiare colore vicino al pH di equivalenza. Fenolftaleina (incolore → rosa fra 8,2 e 10) per acido debole e base forte; metilarancio (rosso → giallo fra 3,1 e 4,4) per base debole e acido forte; blu di bromotimolo (6,0–7,6) per forte con forte.
Titoli acido acetico con NaOH. Dopo aver aggiunto metà della base necessaria, il pH vale 4,74. Che cosa ti dice?
Che il pKa dell’acido acetico è 4,74. A metà titolazione [CH₃COO⁻] = [CH₃COOH] e la Henderson-Hasselbalch dà pH = pKa. È il modo sperimentale di misurare un pKa. Il punto di equivalenza arriva dopo, a pH sopra 7.
La mappa di acidi e basi
Tocca un ramo per aprirlo.
Ogni ramo è un tipo di esercizio: riconoscilo dalla domanda e scegli la formula giusta.
Prima di calcolare, chiediti: forte o debole? acido, base o tampone? La formula viene da sé.
- Arrhenius: Libera H⁺ o OH⁻ in acqua.
- Brønsted-Lowry: Cede o accetta un protone; coppie coniugate.
- Lewis: Accetta o cede una coppia di elettroni.
- Scala del pH: pH + pOH = 14
- Kw: A 25 °C.
- Scala logaritmica: Un’unità di pH = un fattore 10 in [H⁺].
- pH diretto: Moltiplica per il numero di H⁺ o OH⁻.
- Diluizione: × 10 alza (acido) o abbassa (base) il pH di 1.
- Ka e pKa: Più piccolo il pKa, più forte l’acido.
- pH di un debole: pH = ½ (pKa − log C)
- Coppie coniugate: Acido forte, base coniugata debole.
- Sali: Da acido debole: basici. Da base debole: acidi.
- Tamponi: pH = pKa + log [A⁻]/[HA]
- Intervallo utile: pKa ± 1.
- Bicarbonato: pKa 6,1; HCO₃⁻ 24 mM, CO₂ 1,2 mM; polmoni e reni.
- Fosfato e proteine: Dentro le cellule; l’emoglobina con l’istidina.
- Titolazione: M₁V₁ = M₂V₂ (in equivalenti)
- Equivalenza: pH 7 solo se forte con forte.
- Metà titolazione: pH = pKa.
Ti chiedono il pH di una soluzione con 0,1 mol di CH₃COOH e 0,1 mol di CH₃COONa. Quale ramo usi?
Tamponi: pH = pKa = 4,74. Acido debole e sua base coniugata insieme: è un tampone. Con le due concentrazioni uguali, pH = pKa. La formula dell’acido debole vale solo per l’acido da solo.
Acido acetico: quale idrogeno se ne va
Ruota la molecola e trova l’idrogeno acido.
L’acido dell’aceto. Ha quattro idrogeni, ma ne cede uno solo: quello legato all’ossigeno del gruppo carbossilico.
Gira la molecola fino a vedere il gruppo carbossilico di piatto: carbonio e due ossigeni stanno su un piano.
- Idrogeno acido: Legato all’ossigeno, molto più elettronegativo del carbonio: il legame O–H è polare e il protone può staccarsi. È il solo dei quattro che fa dell’acido acetico un acido.
- Ossigeno ossidrilico: Porta l’idrogeno acido. Quando il protone se ne va, la carica negativa resta qui e viene subito condivisa con l’altro ossigeno.
- Ossigeno carbonilico: Il doppio legame C=O attira elettroni dal gruppo e rende più facile la perdita del protone. Nello ione acetato i due ossigeni diventano equivalenti (risonanza).
- Carbonio carbossilico: Ibridato sp²: trigonale planare, angoli di circa 120°. Il gruppo –COOH è la firma degli acidi carbossilici, compresi gli amminoacidi.
- Gruppo metile: Un carbonio sp³ con tre idrogeni legati al carbonio: legami C–H quasi apolari, nessuna acidità.
Il pH del sangue
Respiro e reni: muovi CO₂ e bicarbonato.
La curva mostra il pH in funzione del rapporto bicarbonato / CO₂ disciolta. Il paziente di partenza ipoventila: la sua pCO₂ è salita a 60 mmHg.
Guarda il pH di partenza: è un’acidosi respiratoria. Ora compensa come il rene, alzando solo il bicarbonato, finché il pH rientra fra 7,35 e 7,45. Poi riporta la CO₂ a 40 e scopri che cosa succede se il rene ha compensato troppo.
Il pH di un acido debole
Concentrazione e pKa: il resto lo fa l’approssimazione.
Calcola [H⁺] = √(Ka · C) e il pH. Vale finché l’acido si dissocia poco: guarda la percentuale di dissociazione, che deve restare sotto il 5%.
Titola tu l’acido acetico
Una buretta di NaOH 0,10 M sopra 25 mL di acido acetico 0,10 M con fenolftaleina. Aggiungi goccia a goccia e guarda la curva disegnarsi: il pH viene dal bilancio di carica esatto, non dalle formule approssimate.
Al punto di equivalenza il pH sarà acido, neutro o basico? Decidi prima di aprire il rubinetto.
Per titolare l’acido acetico, perché la fenolftaleina va bene e il metilarancio (vira tra 3,1 e 4,4) no?
Il salto di pH all'equivalenza cade sopra 7, dove vira la fenolftaleina. L’indicatore deve virare dentro il salto verticale della curva. Con un acido debole il salto è tra circa 7,5 e 10: il metilarancio cambierebbe colore molto prima, a metà della titolazione.
Tampone contro acqua
Due becher da 100 mL: a sinistra un tampone acetico (CH₃COOH 0,10 M + CH₃COONa 0,10 M), a destra acqua pura. Aggiungi HCl o NaOH 0,10 M a entrambi e guarda chi resiste.
Con 5 mL di HCl, di quanto si sposterà il pH del tampone rispetto a quello dell’acqua?
Un tampone resiste meglio quando…
acido e base coniugata sono in alta concentrazione. Il potere tampone è massimo a pH = pKa, cioè con [HA] = [A⁻], e cresce con la concentrazione: più riserva c’è da entrambe le parti, più acido o base si può assorbire.
Carte di ripasso
Ventiquattro carte su definizioni, formule e numeri da sapere.
Le costanti e le formule che all’esame devi avere in testa, senza calcolatrice.
- Acido secondo Brønsted-Lowry.: Una specie che cede un protone H⁺.
- Acido secondo Lewis.: Una specie che accetta una coppia di elettroni (BF₃, H⁺, ioni metallici).
- Base coniugata di H₂O.: OH⁻.
- Acido coniugato di NH₃.: NH₄⁺.
- Quanto vale Kw a 25 °C?: 1,0 · 10⁻¹⁴.
- Definizione di pH.: pH = −log[H⁺].
- Relazione fra pH e pOH.: pH + pOH = 14 (a 25 °C).
- Di quanto cambia [H⁺] fra pH 4 e pH 2?: Di 100 volte: a pH 2 è cento volte più acida.
- I sei acidi forti da sapere.: HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄ (prima dissociazione).
- pH di Ca(OH)₂ 0,005 M.: [OH⁻] = 0,01 M, pOH 2, pH 12.
- Cosa succede al pH di un acido forte diluito 10 volte?: Sale di 1.
- Formula del pH di un acido debole.: [H⁺] ≈ √(Ka · C), cioè pH = ½ (pKa − log C).
Scelta multipla: i calcoli del pH
Cinque opzioni, come all’esame. Senza calcolatrice.
Undici calcoli dal più semplice al più insidioso. Punteggio d’esame: +1, 0, −0,1.
Qual è il pH di una soluzione di HNO₃ 0,001 M?
L’acido nitrico è forte: [H⁺] = 10⁻³ M, pH = 3. 11 è il pH di una base alla stessa concentrazione.
Una soluzione ha pH 5. Quanto vale [OH⁻]?
10⁻⁹ M. pOH = 14 − 5 = 9, quindi [OH⁻] = 10⁻⁹ M. 10⁻⁵ M è la concentrazione di H⁺.
Qual è il pH di una soluzione di Ba(OH)₂ 0,05 M?
Due OH⁻ per unità: [OH⁻] = 0,1 M, pOH = 1, pH = 13. 12,7 è il risultato di chi dimentica il coefficiente 2 (pOH = −log 0,05 ≈ 1,3).
Una soluzione di HCl a pH 2 viene diluita 1000 volte. Che pH raggiunge?
Mille volte sono tre fattori 10: il pH sale di 3, da 2 a 5. Siamo ancora lontani da 10⁻⁷ M, quindi l’acqua non conta.
Un acido debole 0,1 M ha pH 3. Quanto vale il suo Ka?
10⁻⁵. [H⁺] = 10⁻³ M; Ka = [H⁺]² / C = 10⁻⁶ / 10⁻¹ = 10⁻⁵. Chi risponde 10⁻³ ha scambiato [H⁺] per Ka.
Il pKa dell’acido nitroso è 3,3 e quello dell’acido acetico 4,74. Quale affermazione è corretta?
L’acido nitroso è più forte, e la sua base coniugata è più debole. pKa più basso = Ka più grande = acido più forte. E più forte è l’acido, più debole è la sua base coniugata (Ka · Kb = Kw). La forza di un acido è una costante: non dipende da quanto ne sciogli.
Qual è il pH di una soluzione di ammoniaca 0,01 M (pKb = 4,74)?
Circa 10,6. pOH = ½ (pKb − log C) = ½ (4,74 + 2) = 3,37, quindi pH = 14 − 3,37 ≈ 10,6. 3,4 è il pOH; 12 sarebbe il pH di una base forte 0,01 M.
Un tampone acetato contiene CH₃COOH 0,1 M e CH₃COO⁻ 1 M (pKa 4,74). Qual è il suo pH?
5,74. pH = 4,74 + log(1 / 0,1) = 4,74 + 1 = 5,74. Con il rapporto invertito si ottiene 3,74; 9,26 è il pKb dell’acetato.
Scelta multipla: concetti e biologia
Definizioni, sali, tamponi e sangue.
Dieci domande di ragionamento, quelle che si sbagliano per fretta.
Quale specie è una base di Lewis ma NON una base di Arrhenius?
NH₃. L’ammoniaca cede la sua coppia solitaria (base di Lewis) ma non contiene OH⁻ da liberare. NaOH e KOH sono basi in tutte e tre le teorie; BF₃ è un acido di Lewis.
Nella reazione NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻, l’acqua si comporta da:
Acido di Brønsted. L’acqua cede un protone all’ammoniaca e diventa OH⁻: fa da acido. Con l’acido acetico, invece, l’acqua accetta il protone e fa da base. È anfotera.
Quale sale, sciolto in acqua, dà una soluzione acida?
NH₄NO₃. Il nitrato di ammonio viene dall’acido forte HNO₃ e dalla base debole NH₃: lo ione NH₄⁺ cede protoni all’acqua. NaCl e KNO₃ sono neutri, acetato e carbonato basici.
Si diluisce dieci volte un tampone acetato. Che cosa succede?
Il pH resta uguale e la capacità tamponante cala. Acido e base si diluiscono insieme: il loro rapporto, e quindi il pH, non cambia. Ma ci sono meno moli per assorbire acido o base aggiunti: il tampone si «rompe» prima.
Perché il sistema bicarbonato è il tampone più efficace del sangue, pur avendo pKa 6,1?
Perché è un sistema aperto regolato da organi. Un tampone chiuso a pKa 6,1 sarebbe mediocre a pH 7,4. Ma la CO₂ prodotta da un acido viene espirata, e il bicarbonato consumato viene rigenerato dai reni: le concentrazioni non restano ferme.
Un paziente diabetico in chetoacidosi ha HCO₃⁻ a 12 mM e pCO₂ a 40 mmHg. Che pH ha circa?
7,1. Rapporto 12 / 1,2 = 10, log 10 = 1, pH = 6,1 + 1 = 7,1: acidosi metabolica. Per compensare respirerà profondamente e in fretta (respiro di Kussmaul) per abbassare la CO₂.
Il vomito ripetuto fa perdere succo gastrico (HCl). Che disturbo provoca?
Alcalosi metabolica. Si perde acido e il bicarbonato del plasma sale: alcalosi, di origine non respiratoria, quindi metabolica. La diarrea, che fa perdere bicarbonato, dà invece acidosi metabolica.
Al punto di equivalenza della titolazione di NH₃ con HCl, il pH è:
Minore di 7. Alla fine resta in soluzione NH₄Cl, il sale di una base debole: acido. Il pH uguale al pKa si ha a metà titolazione.
Completamento
Scrivi solo il numero, con la virgola.
Dieci calcoli brevi. L’unità di misura è già scritta: metti solo il valore.
Una soluzione di HCl 0,0001 M ha pH 4.
[H⁺] = 10⁻⁴ M, pH = 4.
Una soluzione di KOH 0,01 M ha pH 12.
[OH⁻] = 10⁻² M, pOH = 2, pH = 12.
Se il pH di una soluzione è 3, la concentrazione di H⁺ è 10 elevato a -3 mol/L.
pH = −log[H⁺], quindi [H⁺] = 10⁻ᵖᴴ = 10⁻³ M.
Un acido debole 0,01 M con pKa 4 ha pH 3.
pH = ½ (pKa − log C) = ½ (4 + 2) = 3.
Se il pKa di un acido è 4,74, il pKb della sua base coniugata vale 9,26.
pKa + pKb = 14: 14 − 4,74 = 9,26.
In un tampone con [A⁻] = [HA] e pKa = 6,8, il pH vale 6,8.
log 1 = 0, quindi pH = pKa.
Un tampone con pKa 7 e rapporto [A⁻]/[HA] = 100 ha pH 9.
pH = 7 + log 100 = 7 + 2 = 9. Fuori dall’intervallo utile del tampone (pKa ± 1): una base aggiunta lo sposterebbe molto.
Nel sangue a pH 7,4 il rapporto fra bicarbonato e CO₂ disciolta è circa 20 a 1.
7,4 − 6,1 = 1,3 e 10¹·³ ≈ 20.
Metti in fila per pH
Tutte le soluzioni sono 0,1 M.
Dal più acido al più basico. Per ognuna chiediti: acido o base? forte o debole? oppure un sale, e di chi?
- HCl.
- CH₃COOH.
- NH₄Cl.
- NaCl.
- CH₃COONa.
- NH₃.
- NaOH.
Etichetta l’acido acetico
Riconosci ogni parte del gruppo carbossilico.
Trascina ogni nome sull’atomo giusto. L’idrogeno acido è uno solo.
La sfida finale
In pronto soccorso arriva un paziente con il respiro rapido e profondo. L’emogasanalisi arteriosa dice: pCO₂ = 30 mmHg, HCO₃⁻ = 9 mM. Usa pKa = 6,1 e CO₂ disciolta = 0,03 · pCO₂.
Sei problemi su un caso clinico: la chimica degli acidi applicata a un paziente vero.
Quanta CO₂ disciolta c’è nel sangue del paziente, in mM?
0.9 mM. 0,03 × 30 = 0,9 mM.
Qual è il pH del suo sangue?
7.1. Rapporto = 10, log 10 = 1, pH = 6,1 + 1 = 7,1. È in acidosi.
Di che disturbo si tratta, e che cosa sta facendo il suo respiro?
Acidosi metabolica, che il paziente compensa iperventilando. Il bicarbonato è crollato (normale 24): la causa è metabolica. Il pH è basso: acidosi. La CO₂ è bassa perché il paziente iperventila per compensare; senza quel respiro il pH sarebbe ancora più basso.
Se il paziente smettesse di compensare e la pCO₂ tornasse a 40 mmHg, con il bicarbonato ancora a 9 mM, quale sarebbe il pH? Due decimali.
6.98. pH = 6,1 + log 7,5 ≈ 6,1 + 0,88 = 6,98. Il respiro gli sta facendo guadagnare più di un decimo di pH, una differenza enorme su una scala logaritmica.
Quante volte è più alta la concentrazione di H⁺ nel sangue del paziente (pH 7,1) rispetto al normale (pH 7,4)?
2 volte. 10^(7,4 − 7,1) = 10⁰·³ ≈ 2: il doppio degli ioni H⁺. Tre decimi di pH sembrano poco, ma la scala è logaritmica.
In laboratorio vuoi riprodurre il tampone del paziente con un acido debole HA di pKa 6,1. In che rapporto [A⁻]/[HA] devi mescolarli per ottenere pH 7,1?
7,1 − 6,1 = 1, quindi il rapporto è 10¹ = 10. Lo stesso del paziente: Henderson-Hasselbalch non distingue un becher da un’arteria.
Fonti
- Chemistry 2e, 14.2 pH and pOH, OpenStax, Rice University
- Chemistry 2e, 14.6 Buffers, OpenStax, Rice University
- pH and Water, U.S. Geological Survey
Link controllati il 2 novembre 2026.