PH: differenze tra le versioni

Versione delle 18:37, 4 feb 2019

Versione delle 18:38, 4 feb 2019

Riga 1:

{{Nota disambigua}}

{{titolo minuscolo}}

{{Acidi e basi}}

Il '''pH''' è una scala di misura dell'[[acidità]] o della [[alcalinità|basicità]] di una [[soluzione (chimica)|soluzione]] acquosa.

Il termine "pH" fu introdotto nel [[1909]] dal chimico danese [[Søren Sørensen]].<ref>{{Cita|Silvestroni|p. 424}}</ref>

Il termine '''''p''''' (operatore) simboleggia due operazioni matematiche da effettuare sull'[[attività (chimica)|attività]] dello [[ione]] ossonio in [[soluzione acquosa]], ovvero il [[logaritmo]] in base 10 dell'attività e quindi il cambio di segno del risultato (moltiplicazione per -1). Naturalmente, per le proprietà dei logaritmi, si ottiene il medesimo risultato anche calcolando il logaritmo del reciproco dell'attività degli ioni [[ossonio]].

Pertanto, si definisce in maniera rigorosa come:<ref>{{en}} [http://goldbook.iupac.org/P04524.html IUPAC Gold Book, "pH"]</ref>

:<math> pH = -\log_{10} a_{H^+} = \log_{10} {\frac {1} { a_{H^+} }} </math>

in cui '''''a'''''_H⁺ rappresenta l'attività dei [[ione idronio|cationi ossonio]]. L'attività degli ioni ossonio è una grandezza adimensionale, ed è definibile in termini di concentrazione molare di ioni ossonio come:

<math> a_{H^+} = \gamma \frac{[H_3O^+]}{C^0_{H^+}} </math>

dove <math> [H_3O^+] </math> è la [[Concentrazione di quantità di sostanza|concentrazione molare]] dei cationi ossonio, <math> C^0_{H^+} </math> è la concentrazione molare unitaria e <math> \gamma </math> è il coefficiente molare di attività, un parametro adimensionale che misura le deviazioni dall'idealità dovute essenzialmente alle interazioni elettrostatiche tra gli ioni in soluzione.

Il coefficiente di attività tende all'unità (e pertanto l'attività tende alla concentrazione molare dei cationi ossonio) in soluzioni acquose sufficientemente diluite (≤&nbsp;0,1&nbsp;[[molarità|mol/dm³]]). In queste condizioni, l'equazione precedente si semplifica a:

:<math> pH = -\log_{10} \frac{\left [ H_3O^+ \right ]}{C^0_{H^+}} = \log_{10} {\frac {C^0_{H^+}} {\left [ H_3O^+ \right ] }} </math>

Benché matematicamente non corretto, è prassi, per brevità, omettere l'indicazione della concentrazione unitaria nell'argomento del logaritmo (sottintendendone la presenza) e scrivere il pH semplicemente come:

<math> pH = -\log_{10} [ H_3O^+] </math>

Convenzionalmente, il pH di soluzioni acquose assume valori compresi fra 0 (massima acidità) e 14 (massima basicità). Al valore intermedio di 7 corrisponde la condizione di neutralità, tipica dell'[[acqua distillata|acqua pura]] a 25&nbsp;°C.

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 [[indicatore (chimica)|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 di pH|indicatori]] si usano anche supportati su strisce di carta (le cosiddette "[[Indicatore universale|cartine indicatrici universali]]"), le quali cambiano colore quando vengono immerse in sostanze acide o basiche. L'esempio più comune è quello delle "[[cartina tornasole|cartine di tornasole]]", di colore rosa in ambiente acido e azzurro in ambiente alcalino.

== Acidità e basicità delle soluzioni acquose ==

{| class="floatright" style="border: 1px solid #a2a9b1;"