Basicità o acidità di una soluzione ovvero il pH

La basicità o l’acidità di una soluzione è correlata alla quantità di ioni  OH^– o H₃O⁺ contenuti in essa.

L’acqua pura si dissocia secondo l’equilibrio

2 H₂O ⇄  H₃O⁺ + OH^–

regolato da una costante di equilibrio K_w che vale 1.0 · 10^-14

Pertanto essendo [H₃O⁺] = [OH^–] si ha:

1.0 · 10^-14 = [H₃O⁺] [OH^–]

Da cui [H₃O⁺] = [OH^–] = 10^-7 M

Per quantificare l’acidità dell’acqua o di una soluzione acquosa contenente un acido o una base è stato introdotto nel 1909 dal biochimico danese Søren Sørensen  il concetto di  pH per indicare il “potenziale dello ione idrogeno”.

Definizione di pH

Egli definì il pH come il valore negativo del logaritmo di [H⁺]. Ridefinito in termini di [H₃O⁺]*

pH = – log [H₃O⁺]

In modo analogo per definire la basicità ci si avvale del pOH

Applicazioni

Ad esempio  in una soluzione di HCl 0.0025 M,

[H₃O⁺] = 2.5 · 10^-3 M        e             pH = -(log 2.5 · 10^-3) = 2.60

Per determinare [H₃O⁺] corrispondente ad un certo valore di pH bisogna fare il calcolo inverso. In una soluzione con un pH = 4.50,

log [H₃O⁺] = -4.50          e             [H₃O⁺] = 10^-4.50 = 3.2 · 10^-5

Si può anche definire la grandezza  pOH

pOH = -log [OH^–]

e si può ricavare un’altra utile espressione prendendo il valore negativo del logaritmo dell’espressione di K_w (25 °C) e introducendo il simbolo pK_w.

K_w = [H₃O⁺][OH^–] = 1.0 · 10^-14

-log K_w = -(log [H₃O⁺][OH^–]) = -log (1.0 · 10^-14)

pK_w = -(log [H₃O⁺] + log [OH^–]) = -(-14.00)

pK_w = -log [H₃O⁺] -log [OH^–] = 14.00

pK_w = pH + pOH = 14.00

Nell’acqua pura [H₃O⁺] = [OH^–] 1.0 · 10^-7 M e il pH = 7.00 . si dice che l’acqua pura e tutte le soluzioni acquose con pH = 7.00 sono a pH neutro.

Se il pH è minore di 7.00 la soluzione si dice acida; se invece il pH è superiore a 7.00 la soluzione si dice basica o alcalina.