PH

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Il pH (dal latino pondus hydrogenii, potenziale dell'idrogeno) è una scala di misura dell'acidità di una soluzione acquosa. Fu ideato dal chimico danese Søren Sørensen nel 1909.

Il termine p (operatore) simboleggia due operazioni matematiche da operare sulla concentrazione idrogenionica [H⁺] o, più correttamente, sull'attività dello ione idrogeno in soluzione acquosa. Le due operazioni sono: il logaritmo in base 10 della concentrazione espressa in moli/litro e quindi il cambio di segno del risultato (moltiplicazione per -1).

Pertanto, si definisce come

pH = -log₁₀a_H⁺

in cui a_H⁺ rappresenta l'attività degli ioni idrogeno, che coincide con la concentrazione molare dei medesimi in soluzioni acquose sufficientemente diluite (≤ 0,1 mol/dm³), pertanto:

pH = -log₁₀[H⁺]

Il pH solitamente assume valori compresi tra 0 (acido forte) e 14 (base forte). Al valore intermedio di 7 corrisponde la condizione di neutralità, tipica dell'acqua pura a 25°C. In realtà il pH può assumere valori compresi tra meno e più infinito in particolari soluzioni; ad esempio una soluzione di "oleum" (acido solforico concentrato saturato con anidride solforica) presenta un pH di -13.

Il pH può essere misurato per via elettrica, sfruttando il potenziale creato dalla differenza di concentrazione di ioni idrogeno su due lati di una membrana di vetro (si veda piaccametro), o per via chimica, sfruttando la capacità di alcune sostanze (dette indicatori) di modificare il loro colore in funzione del pH dell'ambiente in cui si trovano. Normalmente, sono sostanze usate in soluzione, come per esempio la fenolftaleina e il blu di bromotimolo.

Molto spesso gli indicatori si usano anche supportati su strisce di carta (le cosiddette "cartine indicatrici"), le quali cambiano colore quando vengono immerse in sostanze acide o basiche. L'esempio più comune è quello delle "cartine al tornasole", di colore rosa in ambiente acido e azzurro in ambiente alcalino.

Indice 1 Acidità e basicità delle soluzioni acquose 2 pOH 3 Standard per la misurazione del pH 4 Il pH nella calibrazione dell'elettrodo a vetro 5 Nota per completezza 6 Note storiche 7 Voci correlate 8 Collegamenti esterni

[modifica] Acidità e basicità delle soluzioni acquose

Valori rappresentativi di pH

Sostanza	pH
Acido cloridrico, 10M	<1.0
Batteria acid	0.5
Succo gastrico	1.5 – 2.0
Succo di Limone	2.4
Cola	2.5
Aceto	2.9
Succo di arancia o mela	3.5
Birra	4.5
Pioggia acida	<5.0
Caffé	5.0
Tè o pelle sana	5.5
Latte	6.5
Acqua pura a 25 °C	7.0
Saliva umana normale	6.5 – 7.4
Sangue	7.34 – 7.45
Acqua di mare	7.7 – 8.3
Sapone per le mani	9.0 – 10.0
Ammoniaca domestica	11.5
Varechina	12.5
Liscivia	13.5
Soda caustica	13.9

L'acqua distillata (priva di sali e sostanze varie, a differenza di quella del rubinetto o delle bottiglie) non è un buon elettrolita, cioè non conduce corrente elettrica, in quanto in essa si discioglie una quantità veramente esigua di cationi e anioni di carica positiva e negativa. Secondo la formula chimica, dalla molecola dell'acqua si formano gli ioni ossidrile e idrossonio, ma tale reazione non avviene in maniera vivace (pertanto la costante di equilibrio è bassa). Di conseguenza si può affermare che le molecole d'acqua distillata non dissociate in un qualsiasi recipiente rappresenta la quasi totalità. Da tali informazioni si è convenuto di calcolare la costante di dissociazione o il prodotto di dissociazione ionica dell'acqua Kw come il valore ottenuto dal prodotto delle concentrazioni molari degli ioni ossidrile e idrossonio in acqua distillata a 25 °C (1,00 x 10^-14), il quale si mantiene costante a temperatura costante, pur introducendovi acidi o basi. Da qui, secondo le regole dell'algebra, basta calcolare la radice quadrata del Kw per conoscere la concentrazione molare (n° moli/litro) dei singoli ioni.

Nell'acqua pura a 25 °C la concentrazione degli ioni H₃O⁺ e OH^- provenienti dalla naturale dissociazione dell'acqua risulta essere

[H₃O⁺] = [OH^-] = 1 · 10^-7

Questo valore varia leggermente in funzione della temperatura che aumenta. Ad una temperatura diversa da 25 °C si deve prendere in considerazione in valore numerico corretto di tale concentrazione. Tuttavia, essendo la variazione minima, è lecito approssimare con 1 · 10^-7 la concentrazione degli ioni H₃O⁺ e OH^- anche per temperature non molto diverse da quest'ultima.

Poiché l'aggiunta di un acido o di una base nell'acqua rompe questo equilibrio, alzando o abbassando la concentrazione degli ioni [H₃O⁺], possiamo prendere come metro dell'acidità o della basicità di una soluzione, il valore della concentrazione di tali ioni. Quindi una soluzione (a 25 °C) si dirà

• Acida quando [H₃O⁺] > 10^-7
• Basica quando [H₃O⁺] < 10^-7
• Neutra quando [H₃O⁺] = 10^-7

Un modo più semplice per esprimere l'acidità o basicità di una soluzione è la funzione pH, riportata nell'introduzione. L'uso della funzione pH è molto utile, poiché permette di restringere l'intervallo di una scala di valori numerici. Quindi, l'uso della funzione pH permette di affermare che (a 25 °C) la soluzione è

• Acida quando il pH è < 7
• Basica quando il pH è > 7
• Neutra quando il pH è = 7

[modifica] pOH

In modo analogo si può introdurre il pOH

pOH = -log₁₀[OH^-]

L' uso del pH e del pOH consente di esprimere il prodotto ionico dell' acqua nel seguente modo:

pH + pOH = 14

La relazione indica che in una soluzione acquosa a 25 °C la somma del pH e del pOH deve essere sempre uguale a 14. Conoscendo il pH o il pOH è possibile risalire alla [H₃O⁺] e alla [OH^-], attraverso le seguenti espressioni:

[H₃O⁺] = 10^-pH; [OH^-] = 10^-pOH

[modifica] Standard per la misurazione del pH

Lo standard internazionale accettato è una soluzione acquosa 0.05 M di idrogenoftalato di potassio, al cui pH a 25°C è stato attribuito il valore pH = 4.005.

Sono comunque stati definiti numerosi altri standard secondari , il cui pH è stato misurato con la massima accuratezza possibile nei confronti del pH dello standard principale.

[modifica] Il pH nella calibrazione dell'elettrodo a vetro

Essendo disponibili un gran numero di standard secondari, è possibile utilizzare nella calibrazione dell'elettrodo a vetro uno standard avente pH vicino a quello della soluzione incognita, o meglio ancora due standard aventi pH di poco superiore e inferiore a quello incognito, in modo da minimizzare l'eventuale comportamento "non ideale" dell'elettrodo stesso. Può infatti verificarsi che la pendenza della retta che lega la forza elettromotrice della cella creata per la misurazione al pH sia leggermente diversa dal valore "Nernstiano" (RT / F * ln10), pari a 59.16 mV a 25°C

[modifica] Nota per completezza

La scala internazionale del pH si basa su concentrazioni espresse in mol/kg anziche in mol/L. Questo perché le concentrazioni possono essere misurate in termini di massa molto più accuratamente che in termini di volume. Anche se per la maggior parte degli scopi pratici questa differenza è irrilevante.

[modifica] Note storiche

Originariamente Sørensen utilizzò come simbolo "Ph", il quale poi mutò "PH" e solo negli anni '20 divenne il definitivo "pH", dove "p" ha la nota funzione di operatore matematico.

Non è ben chiaro il motivo per cui sia stato definito il pH come -log₁₀[H₃O⁺], forse solamente perché il sig. Sørensen non amava molto i numeri negativi. Forse sarebbe più intuitiva una scala senza quel segno negativo, ma ormai la tradizione è talmente radicata che il problema non ha nemmeno possibilità di essere proposto.

[modifica] Voci correlate

• Acido
• Base
• Diagramma di Flood
• Superacido
• Superbase

[modifica] Collegamenti esterni

• Calcolo di pH di acidi e basi e curve di titolazione con Excel – programma in inglese o in portoghese

• La scala internazionale del pH