La conoscenza del pH e del pOH di una soluzione acquosa costituisce un’informazione indispensabile per saperne l’acidità o la basicità
L’acqua dà luogo ad autoionizzazione secondo l’equilibrio:
H2O(l) ⇄ H+(aq) + OH–(aq)
La costante di equilibrio è indicata con Kw e la sua espressione da:
Kw = [H+][OH–]
A 25°C il valore che assume Kw è pari a 1.0 ∙ 10-14.
Dalla dissociazione di una molecola di acqua si ottiene uno ione H+ e uno ione OH– il che implica che l’acqua contiene la stessa quantità di ioni H+ e di ioni OH– che hanno quindi la stessa concentrazione. Posto [H+] = [OH–] = x sostituendo tali valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:
Kw = 1.0 ∙ 10-14 = [H+][OH–] = (x)(x) = x2
Da cui x = [H+] = [OH–] = √1.0 ∙ 10-14 = 1.0 ∙ 10-7 M
Quando il prodotto di due fattori è costante si ha che tali grandezze sono inversamente proporzionali e il loro prodotto è pari al valore costante.
Un acido è una sostanza capace di liberare ioni H+ in soluzione: ad esempio HCl → H+ + Cl–
Una base è una sostanza capace di liberare ioni OH– in soluzione: ad esempio NaOH → Na+ + OH–
L’aggiunta di un acido all’acqua determina un aumento della concentrazione di ioni H+ e conseguentemente poiché il prodotto tra [H+] e [OH–] deve essere costante si verifica che [H+] >[OH–].
L’aggiunta di una base invece determina un aumento della concentrazione di ioni OH– e conseguentemente poiché il prodotto tra [H+] e [OH–] deve essere costante si verifica che [OH–] > [H+]
Tabella
Nella tabella sono riportate le concentrazioni di [H+] e di [OH–] che coesistono in acqua a 25°C
|
Concentrazioni (mol/L) |
||
| [H+] | [OH–] | Soluzione acida |
| 1.0 | 1.0 ∙ 10-14 | Soluzione acida |
| 1.0 ∙ 10-1 | 1.0 ∙ 10-13 | Soluzione acida |
| 1.0 ∙ 10-2 | 1.0 ∙ 10-12 | Soluzione acida |
| 1.0 ∙ 10-3 | 1.0 ∙ 10-11 | Soluzione acida |
| 1.0 ∙ 10-4 | 1.0 ∙ 10-10 | Soluzione acida |
| 1.0 ∙ 10-5 | 1.0 ∙ 10-9 | Soluzione acida |
| 1.0 ∙ 10-6 | 1.0 ∙ 10-8 | Soluzione acida |
| 1.0 ∙ 10-7 | 1.0 ∙ 10-7 | Soluzione neutra |
| 1.0 ∙ 10-8 | 1.0 ∙ 10-6 | Soluzione basica |
| 1.0 ∙ 10-9 | 1.0∙ 10-5 | Soluzione basica |
| 1.0 ∙ 10-10 | 1.0 ∙ 10-4 | Soluzione basica |
| 1.0 ∙ 10-11 | 1.0 ∙ 10-3 | Soluzione basica |
| 1.0 ∙ 10-12 | 1.0 ∙10-2 | Soluzione basica |
| 1.0 ∙ 10-13 | 1.0 ∙ 10-1 | Soluzione basica |
| 1.0 ∙ 10-14 | 1.0 | Soluzione basica |
Dai dati riportati si rileva che quando [H+] >[OH–] la soluzione è acida e quanto più [H+] è alta tanto più la soluzione è acida; quando [OH–] > [H+] la soluzione è basica e quanto più [OH–] è alta tanto più la soluzione è basica.
Nel 1909 il chimico danese Sorenson propose di usare una scala logaritmica per ottenere una scala che fosse relazionata alla acidità o basicità della soluzione.
Poiché in una soluzione la concentrazioni di H+ e OH– sono minori di 1 M i logaritmi di tali concentrazioni sono numeri negativi: il logaritmo in base 10 di 1.0∙ 10-4 ad esempio vale – 4. Pertanto Sorenson propose che il segno del logaritmo fosse cambiato dopo che era stato calcolato.
pH
Introdusse quindi il simbolo “p” e definì il pH come – log [H+] quindi, ad esempio una soluzione contenente [H+] = 1.0 ∙ 10-4 M ha un valore di pH pari a 4.0.
Analogamente si definisce pOH il logaritmo, cambiato di segno che ha per argomento la concentrazione dello ione [OH–]: pOH = – log [OH–].
La soluzione contenente [H+] = 1.0 ∙ 10-4 M ha una concentrazione di OH– pari a 1.0 ∙ 10-10 M e conseguentemente ha un valore di pOH = – log 1.0 ∙ 10-10 = 10.
La somma del pH e del pOH di una determinata soluzione è pari a 14:
pH + pOH = 14
Tale relazione ci consente di convertire il pH in pOH essendo
pH = 14 – pOH e pOH = 14 – pH
Per calcolare il pH di una soluzione avente [H+] = 0.0025 M dobbiamo avvalerci di una calcolatrice scientifica: si digita il valore 0.0025 poi si usa il tasto log ( a volte indicato con Log) da non confondersi con il tasto ln ( o Ln) che è invece il tasto relativo al logaritmo naturale e si ottiene il valore – 2.6. Poiché il pH è definito come – log [H+] si ha:
pH = – log 0.0025 = – ( – 2.6) = 2.6
il pOH di tale soluzione assume il valore pOH = 14 – 2.6 = 11.4.
Calcolo della concentrazione di H+ noto il pH
Per calcolare la concentrazione di H+ noto il pH per definizione di logaritmo si ha:
[H+] = 10-pH
Per calcolare [H+] di una soluzione avente pH = 4.3 si digita sulla calcolatrice 4.3 anteponendo il segno – a tale valore quindi sul display deve comparire – 4.3. Poi si digita sulla funzione 10x ( ovvero la funzione inversa di log) e si ottiene 5.0 ∙ 10-5 che è la concentrazione dello ione H+.
Per ottenere il valore di [OH–] di tale soluzione ci si avvale della relazione:
[H+][OH–] = 1.0 ∙ 10-14
da cui [OH–] = 1.0 ∙ 10-14/ [H+]
ovvero nel caso esaminato [OH–] = 1.0 ∙ 10-14/ 5.0 ∙ 10-5 = 2.0 ∙ 10-10 M.
A tale risultato si poteva anche pervenire tenendo conto che pOH = 14 – pH = 14 – 4.3 = 9.7 da cui
[OH–] = 10-9.7 = 2.0 ∙ 10-10 M