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Home Chimica

pH e pOH

di Chimicamo
4 Luglio 2021
in Chimica, Chimica Generale
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pH e pOH-chimicamo

pH e pOH-chimicamo

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:

ADVERTISEMENTS

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.

LEGGI ANCHE   Equilibri gassosi e reazioni reversibili

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 OH– sono 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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Tags: acidiautoionizzazione dell'acquabasicostante di equilibrio

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Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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