Basicità o acidità di una soluzione ovvero il pH

Con il valore del loro prodotto fissato in 1.0 × 10-14, [H3O+] e [OH] sono in genere quantità molto piccole – tipicamente minori di 1 M e spesso molto meno. In queste situazioni risulta utile la notazione esponenziale, ad esempio, [H3O+] = 2.2 × 10-13 M. Ora però introdurremo un modo ancora più semplice di rappresentare le concentrazioni degli ioni idronio e idrossido.

Nell’1909 il biochimico danese Søren Sørensen propose il termine pH per indicare il “potenziale dello ione idrogeno”. Egli definì il pH come il valore negativo del logaritmo di [H+]. Ridefinito in termini di [H3O+]*

pH = – log [H3O+

Ad esempio  in una soluzione di HCl 0.0025 M,

[H3O+] = 2.5 × 10-3 M        e             pH = -(log 2.5 × 10-3) = 2.60

Per determinare [H3O+] corrispondente ad un certo valore di pH bisogna fare il calcolo inverso. In una soluzione con un pH = 4.50,

log [H3O+] = -4.50          e             [H3O+] = 10-4.50 = 3.2 × 10-5

Si può anche definire la grandezza  pOH

pOH = -log [OH]

E si può ricavare un’altra utile espressione prendendo il valore negativo del logaritmo dell’espressione di Kw (25 °C) e introducendo il simbolo pKw.

Kw = [H3O+][OH] = 1.0 × 10-14

-log Kw = -(log [H3O+][OH]) = -log (1.0 × 10-14)

pKw = -(log [H3O+] + log [OH]) = -(-14.00)

pKw = -log [H3O+] -log [OH] = 14.00

pKw = pH + pOH = 14.00

Nell’acqua pura [H3O+] = [OH] 1.0 × 10-7 M e il pH = 7.00 . si dice che l’acqua pura e tutte le soluzioni acquose con pH = 7.00 sono a pH neutro. Se il pH è minore di 7.00 la soluzione si dice acida; se invece il pH è superiore a 7.00 la soluzione si dice basica o alcalina.

 

 pH[1]

 

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Author: Chimicamo

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