PH

Acidità e basicità delle soluzioni acquose

Valori rappresentativi di pH
Sostanza	pH
Acido cloridrico 1 M	0
Succo gastrico	1,0 – 2,0
Coca Cola e succo di limone	2,5
Aceto	2,9
Succo di arancia	3,7
Birra	4,5
Pioggia acida	4,5 - 4,8
Caffè	5,0
Tè e pelle sana	5,5
Acqua deionizzata a 25 °C	5,5 - 6,0
Acqua ossigenata	6,2
Latte ben conservato	6,5 - 6,7
Acqua distillata a 25 °C	7,0
Saliva umana normale	6,5 – 7,5
Sangue	7,40 - 7,45
Acqua di piscina regolare	7,2 - 7,8
Acqua di mare	7,7 – 8,3
Bicarbonato di sodio	8,5 - 9,0
Saponi alcalini	9,0 - 10,0
Ammoniaca	11,5
Varechina	12,5
Liscivia	13,5
Idrossido di sodio 1 M	14

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 è disciolta una quantità veramente esigua di ioni ossonio (con carica positiva) e ossidrili (con carica negativa), dovuti alla reazione di autoprotolisi dell'acqua secondo l'equilibrio:

H_{2}O+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}

Per soluzioni diluite, dove è lecito approssimare le attività con le concentrazioni, la costante di autoprotolisi è uguale al prodotto delle concentrazioni degli ioni ossidrili e ossonio:

$K_{w}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]$

Il valore di Kw in acqua distillata a 25 °C e 100 kPa (condizioni STP) è pari a 1,0 x 10⁻¹⁴ M².

Nell'acqua pura a 25 °C la condizione di elettroneutralità combinata con l'equilibrio di autoprotolisi impone che la concentrazione degli ioni H₃O⁺ e OH^- provenienti dalla naturale dissociazione dell'acqua risulti

[H₃O⁺] = [OH^-] = 1×10⁻⁷ M

corrispondente al pH = 7, indicativo della neutralità.

Poiché la costante di autoprotolisi cambia con la temperatura, questa concentrazione varia al variare della temperatura, e pertanto i calcoli andrebbero riferiti alla temperatura standard di 25 °C.

Poiché l'aggiunta di un acido o di una base all'acqua aumenta o diminuisce, rispettivamente, la concentrazione degli ioni [H₃O⁺] rispetto al valore di neutralità, una soluzione (a 25 °C) si dirà:

Acida quando [H₃O⁺] > 10⁻⁷ M
Neutra quando [H₃O⁺] = 10⁻⁷ M
Alcalina quando [H₃O⁺] < 10⁻⁷ M

Un modo più semplice per esprimere l'acidità o alcalinità 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:^[1]

Acida se il pH è < 7
Neutra se il pH è = 7
Basica se il pH è > 7.

Una rapida misura del pH è possibile con le cosiddette cartine indicatrici universali, sottili strisce o nastri di carta impregnati di una miscela di diversi indicatori. Di colore giallo quando asciutte, esposte a una soluzione acquosa acida o basica cambiano colore in funzione del pH della soluzione:

Bordeaux/rosso scuro = acidità estrema (pH 0)
Rosso = acidità elevata
Arancione = acidità media
Giallo = acidità debole
Giallo tendente al verde = acidità minima
Verde = perfetta neutralità (pH 7)
Verde tendente al blu = alcalinità minima
Azzurro = alcalinità debole
Blu = alcalinità media
Blu scuro = alcalinità elevata
Indaco = alcalinità estrema (pH 14)

pOH

Piaccametri utilizzati per misurare il pH

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 25,00 °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

Simmetricamente al pOH, il pH è anche definito come il logaritmo decimale negativo della concentrazione di ioni $H^{+}$ in soluzione, e si indica come:

pH=-log_{10}[H^{+}]

.

La concentrazione è misurata in moli / litro di soluzione, ed è detta concentrazione molare.
Se ad esempio una soluzione acquosa ha un pH pari a 3.5, dalle definizione risulta che la concentrazione di ioni $H^{+}$ è:

[H^{+}]=10^{-3.5}=3.16\cdot 10^{-4}

mol/L.

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 25,00 °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.

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 25,00 °C.

pH di viraggio

È detto pH di viraggio il valore del pH corrispondente al cambio di colore di un indicatore: questo valore è quindi utile per determinare quale indicatore è più opportuno utilizzare in una titolazione fra un acido e una base. Infatti, il pH di viraggio dovrebbe corrispondere al punto di equivalenza, quando gli equivalenti dei due componenti sono in numero uguale.

Protoni acidi nei composti organici

Carboni alfa e beta. Il carbonile qui ha due idrogeni β e cinque idrogeni α

Nei composti organici solitamente i protoni legati ai carboni hanno una bassa acidità, tuttavia alcuni di loro sono capaci di potersi staccare dalla molecola (da qui la loro acidità) con una certa facilità. Anche se l'acidità non è paragonabile con un acido forte (pKa<1) il fenomeno diventa importante quando questi entrano in contatto con una base di discreta forza, in grado di staccare il protone. Questo aspetto è di interesse perché le reazioni acido-base sono importanti nella chimica organica.

Acetaldeide acida

Qui sopra è mostrato il distacco di un protone in alfa a un carbonile, con pKa=17, che in confronto con l'acidità dei protoni di un alcano (pKa≈50) è molto più bassa. Il distacco in questo caso può essere spiegato osservando che il carbanione è stabilizzato da una risonanza, in particolare una tautomeria cheto-enolica.^[2]

Nota per completezza

La scala internazionale del pH si basa su concentrazioni espresse in mol/kg anziché 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.

Note storiche ed etimologiche

Riguardo l'etimologia del termine pH è nata una questione. Secondo alcuni la "p" indicherebbe semplicemente l'operatore matematico descritto precedentemente, altri invece pensano che stia per "pondus" ("peso" in latino), oppure "power" (potenza in inglese). Queste ultime due interpretazioni sono alquanto illogiche visto che Sørensen non pubblicò che in tre lingue: tedesco, francese e danese. È interessante notare che Sørensen ha utilizzato spesso la "q" invece della "p" per designare l'elettrodo di riferimento (a idrogeno).

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