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pH e pOH-chimicamo

pH e pOH

  |   Chimica, Chimica Generale

La conoscenza del pH e del pOH di una soluzione acquosa costituisce un’informazione indispensabile per saperne l’acidità

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 OHsono 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

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