PH
Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.
Il pH (dal latino pondus hydrogenii) è una scala di misura dell'acidità di una soluzione acquosa.
Il termine p (operatore) simboleggia due operazioni matematiche da operare sulla concentrazione idrogenionica [H+] o, più correttamente, sull'attività dello ione idrogeno in soluzione acquosa. Le due operazioni sono: il logaritmo in base 10 della concentrazione espressa in moli/litro e quindi il cambio di segno del risultato (moltiplicazione per -1).
Pertanto, si definisce come
- pH = -log10aH+
in cui aH+ rappresenta l'attività degli ioni idrogeno, che coincide con la concentrazione molare dei medesimi in soluzioni acquose sufficientemente diluite (≤ 0,1 mol/l), pertanto:
- pH = -log10[H+]
Il pH solitamente assume valori compresi tra 0 (acido forte) e 14 (base forte). Al valore intermedio di 7 corrisponde la condizione di neutralità, tipica dell'acqua pura a 25°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 (si veda elettrodo), o per via chimica, sfruttando la capacità di alcune sostanze (dette 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 si usano anche supportati su striscie di carta (le cosiddette "cartine indicatrici"), le quali cambiano colore quando vengono immerse in sostanze acide o basiche. L'esempio più comune è quello delle "cartine al tornasole", di colore rosa in ambiente acido e azzurro in ambiente alcalino.
Indice |
[modifica] Il pH di alcune sostanze comuni
| 0 | l'acido cloridrico 1 M |
| 1,5 | i succhi gastrici |
| 2,5 | il succo di limone |
| 3 | l'aceto da tavola |
| 6,5 | il latte |
| 7 | l'acqua distillata |
| 7,5 | il sangue |
| 10 | l'acqua saponata |
| 12 | l'ammoniaca in soluzione acquosa per uso domestico |
| 14 | l'idrossido di sodio 1 M |
[modifica] Acidità e basicità delle soluzioni acquose
Nell' acqua pura la concentrazione degli ioni H3O+ e OH- provenienti dalla naturale dissociazione dell'acqua risulta essere
- [H3O+] = [OH-] = 1 × 10-7
Poiché l' aggiunta di un acido o di una base nell' acqua rompe questo equilibrio, alzando o abbassando la concentrazione degli ioni [H3O+], possiamo prendere come metro dell' acidità o della basicità di una soluzione, il valore della concentrazione di tali ioni. Quindi una soluzione si dirà
- Acida quando [H3O+] > 10-7
- Basica quando [H3O+] < 10-7
- Neutra quando [H3O+] = 10-7
Un modo più semplice per esprimere l' acidità o basicità 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 la soluzione è
- Acida quando il pH è < 7
- Basica quando il pH è > 7
- Neutra quando il pH è = 7
[modifica] pOH
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 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
[modifica] Voci correlate
[modifica] Collegamenti esterni
Calcolo di pH di acidi e basi e curve di titolazione con Excel – programma in inglese o in portoghese
| Chimica | |
 |
Progetto Chimica | Portale Chimica | Il baretto di chimica |
| Tutte le voci di chimica | Composti chimici | Voci richieste | Richieste di traduzione | Voci da completare | |
