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Il mwcgpH (sigla di "potenziale d'mwcwidrogeno") è una mwdagrandezza fisica che indica l'mwdqacidità (e indirettamente la mwdgbasicità) di soluzioni acquose.

Il simbolo "pH" fu ideato nel mwea1909 dal chimico mweqdanese mwegSøren Sørensen.cite-ref-1[1]cite-ref-2[2]

• Calcolo del pH

• Acidità e basicità delle soluzioni acquose

• pOH

• Standard per la misurazione del pH

• Il pH nella calibrazione dell'elettrodo a vetro

• pH di viraggio

• Protoni acidi nei composti organici

• Storia ed etimologia

• Note

• Bibliografia

• Voci correlate

• Altri progetti

• Collegamenti esterni

Il termine mwhgmwhwp (operatore) simboleggia due operazioni matematiche a partire dall'mwiaattività del mwiqcatione ossonio (mwigidrossonio) in mwiwsoluzione acquosa: si fa il mwjalogaritmo in base 10 dell'attività e si mette il segno meno davanti. Per le proprietà dei logaritmi, si può anche calcolare il logaritmo del reciproco dell'attività degli ioni mwjqossonio.

Pertanto il pH si definisce così:cite-ref-3[3]

mwlq p H = − − log 10 ⁡ ⁡ a H + = log 10 ⁡ ⁡ 1 a H + {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a_{\mathrm {H^{+}} }=\log _{10}{\frac {1}{a_{\mathrm {H^{+}} }}}}

in cui mwlw a H + {\displaystyle a_{\mathrm {H^{+}} }} rappresenta l'attività dei mwmacationi ossonio. L'attività degli ioni ossonio è una grandezza adimensionale ed è definibile in termini di concentrazione molare di ioni ossonio come:

mwmg a H + = γ γ [ H 3 O + ] C H + 0 {\displaystyle a_{\mathrm {H^{+}} }=\gamma {\frac {\mathrm {[H_{3}O^{+}]} }{C_{\mathrm {H^{+}} }^{0}}}} ,

dove mwna [ H 3 O + ] {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]} } è la mwnqconcentrazione molare dei cationi ossonio, mwng C H + 0 {\displaystyle C_{\mathrm {H^{+}} }^{0}} è la rispettiva concentrazione molare unitaria (introdotta unicamente allo scopo di rendere adimensionale l'argomento del logaritmo) e mwnw γ γ {\displaystyle \gamma } è il coefficiente molare di attività, un parametro adimensionale che misura le deviazioni dall'idealità dovute essenzialmente alle interazioni elettrostatiche tra gli ioni in soluzione.

Il coefficiente di attività tende all'unità (e pertanto l'attività tende alla concentrazione molare dei cationi ossonio) in soluzioni acquose sufficientemente diluite (≤mwoq 0,1mwog mwowmol/dm³). In queste condizioni, l'equazione precedente si semplifica a:

mwpg p H = − − log 10 ⁡ ⁡ [ H 3 O + ] C H + 0 = log 10 ⁡ ⁡ C H + 0 [ H 3 O + ] {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}\mathrm {\frac {\left[H_{3}O^{+}\right]}{C_{H^{+}}^{0}}} =\log _{10}\mathrm {\frac {C_{H^{+}}^{0}}{\left[H_{3}O^{+}\right]}} }

Benché matematicamente non corretto, è prassi, per brevità, omettere l'indicazione della concentrazione unitaria nell'argomento del logaritmo (sottintendendone la presenza) e scrivere il pH semplicemente come:

mwqq p H = − − log 10 ⁡ ⁡ [ H 3 O + ] {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}\mathrm {[H_{3}O^{+}]} }

Il pH di una qualsiasi soluzione assume valori compresi fra un minimo di 0, che rappresenta la massima acidità, in quanto il logaritmo in qualsiasi base, nella fattispecie in base 10 di 1 risulta essere zero, ed un massimo di 14 (massima basicità). Al valore intermedio di 7 corrisponde la condizione di neutralità, tipica dell'mwqwacqua pura a 25mwra °C. Il pH è anche definito come il mwrqlogaritmo decimale negativo della concentrazione di ioni mwrg H + {\displaystyle \mathrm {H^{+}} } in soluzione, e si indica come:

mwsq p H = − − log 10 ⁡ ⁡ [ H + ] {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}\mathrm {[H^{+}]} } .

La concentrazione è misurata in mwswmoli / litro di soluzione, ed è detta mwtaconcentrazione molare.

Se ad esempio una soluzione acquosa ha un pH pari a 3.5, dalla definizione risulta che la concentrazione di ioni mwtg H + {\displaystyle \mathrm {H^{+}} } è:

mwuq [ H + ] = 10 − − 3.5 = 3 , 16 ⋅ ⋅ 10 − − 4 m o l L {\displaystyle \mathrm {[H^{+}]} =10^{-3.5}=3,16\cdot 10^{-4}\,\mathrm {\frac {mol}{L}} } .

In realtà, 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 mwuwmassa più accuratamente che in termini di mwvavolume.

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 di vetro (si veda mwvgpiaccametro), o per via chimica, sfruttando la capacità di alcune sostanze (dette mwvwindicatori) 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 mwwafenolftaleina e il mwwqblu di bromotimolo.

Molto spesso gli mwwwindicatori si usano anche supportati su strisce di carta (le cosiddette "mwxacartine indicatrici universali"), le quali cambiano colore quando vengono immerse in sostanze acide o basiche. L'esempio più comune è quello delle "mwxqcartine di tornasole", di colore rosa in ambiente acido e azzurro in ambiente alcalino.

L'mwxgacqua 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 Hmwxw3Omwya+ (con carica positiva) e ossidrili OHmwyq- (con carica negativa), dovuti alla reazione di mwygautoprotolisi dell'acqua secondo l'equilibrio:

mwzq 2 H 2 O ↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H 3 O + + OH − − {\displaystyle {\ce {2H2O <=> H_3O+ + 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:

mw0a K w = [ H 3 O + ] [ O H − − ] {\displaystyle K_{w}=\mathrm {[H_{3}O^{+}][OH^{-}]} }

Il valore di mw0g K w {\displaystyle K_{w}} in acqua distillata a 25mw0w °C e 100 kPa (condizioni STP) è pari a mw1a 1 , 0 ⋅ ⋅ 10 − − 14 M 2 {\displaystyle 1,0\cdot 10^{-14}\,\mathrm {M^{2}} } .

Nell'acqua pura a 25mw1g °C la condizione di elettroneutralità combinata con l'equilibrio di autoprotolisi impone che la concentrazione degli ioni [Hmw1w3Omw2a+] e [OHmw2q-] provenienti dalla naturale dissociazione dell'acqua risulti

mw3a [ H 3 O + ] = [ O H − − ] = 1 ⋅ ⋅ 10 − − 7 M {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]=1\cdot 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 25mw3w °C.

Poiché l'aggiunta di un acido o di una base all'acqua aumenta o diminuisce, rispettivamente, la concentrazione degli ioni [Hmw4q3Omw4g+] rispetto al valore di neutralità, una soluzione (a 25mw4w °C) si dirà:

• Acida quando mw5g [ H 3 O + ] > 10 − − 7 M {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]>10^{-7}\,M} }

• Neutra quando mw6a [ H 3 O + ] = 10 − − 7 M {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]=10^{-7}\,M} }

• Alcalina quando mw6g [ H 3 O + ] < 10 − − 7 M {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]<10^{-7}\,M} }

Un modo più semplice per esprimere l'acidità o alcalinità di una soluzione è la mw7afunzione 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 25mw7q °C) la soluzione è:cite-ref-4[4]

• Acida se il mw9a p H < 7 {\displaystyle \mathrm {pH} <7}

• Neutra se il mw9g p H = 7 {\displaystyle \mathrm {pH} =7}

• Basica se il mw-a p H > 7 {\displaystyle \mathrm {pH} >7} .

Una rapida misura del pH è possibile con le cosiddette mw-gcartine indicatrici universali, sottili strisce o nastri di carta impregnati di una miscela di diversi mw-windicatori. 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)

In modo analogo si può introdurre il mwaq8pOH:

mwari p O H = − − log 10 ⁡ ⁡ [ O H − − ] {\displaystyle \mathrm {pOH} =-\log _{10}\mathrm {[OH^{-}]} }

L'uso del pH e del pOH consente di esprimere il prodotto ionico dell'acqua nel seguente modo:

mwary p H + p O H = 14 {\displaystyle \mathrm {pH+pOH} =14}

La relazione indica che in una soluzione acquosa a 25,00mwarg °C la somma del pH e del pOH deve essere sempre uguale a 14. Conoscendo il pH o il pOH è possibile risalire alle concentrazioni [Hmwark3Omwaro+] e [OHmwars-], attraverso le seguenti espressioni:

mwar4 [ H 3 O + ] = 10 − − p H ; [ O H − − ] = 10 − − p O H {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]=10^{-pH}} \,\,\,;\,\,\,\mathrm {[OH^{-}]} =10^{-\mathrm {pOH} }}

Lo standard internazionale accettato è una soluzione acquosa 0,05 M di mwaseidrogenoftalato di potassio, al cui pH a 25,00mwasi °C è stato attribuito il valore pH = 4,005.cite-ref-5[5]

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.

Essendo disponibili un gran numero di standard secondari, è possibile utilizzare nella mwasocalibrazione dell'mwasselettrodo 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 "mwaswNernstiano" (mwas0 R T / F ⋅ ⋅ ln ⁡ ⁡ 10 {\displaystyle RT/F\cdot \ln 10} ), pari a 59,16 mV a 25,00mwas4 °C.

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

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 mwatwacidità) con una certa facilità. Anche se l'acidità non è paragonabile con un acido forte mwat0 ( p K a < 1 ) {\displaystyle (pK_{a}<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 mwat4reazioni acido-base sono importanti nella mwat8chimica organica.

Qui sopra è mostrato il distacco di un protone in alfa a un mwauycarbonile, con mwauc p K a = 17 {\displaystyle pK_{a}=17} , che in confronto con l'acidità dei protoni di un alcano mwaug ( p K a ≈ ≈ 50 ) {\displaystyle (pK_{a}\approx 50)} è molto più bassa. In questo esempio si fa riferimento alla mwauktautomeria cheto-enolica, in cui il distacco del protone è facilitato dal fatto che il mwauocarbanione è stabilizzato da una mwausrisonanza.cite-ref-6[6]

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.

cite-note-11. ↑ mwavkWilliam B. Jensen, mwavomwavsThe Symbol for pH (mwavwmwav0PDF), vol.mwav4 81, Journal of Chemical Education, 2004, p.mwav8 21, mwawaBibcode:mwawe2004JChEd..81...21J, mwawiDOI:mwawm10.1021/ed081p21 mwawq(archiviato dall'mwawuurl originale il 14 dicembre 2019).

cite-note-22. ↑ mwawkmwawoSilvestroni,mwaws p. 424.

cite-note-33. ↑ mwaw8(mwaxamwaxeEN) mwaximwaxmIUPAC Gold Book - pH, su mwaxqdoi.org.

cite-note-44. ↑ mwaxgmwaxkSilvestroni,mwaxo p. 425.

cite-note-55. ↑ mwax4(mwax8mwayaDE) A. K. Covington, R. G. Bates e R. A. Durst, mwayemwayiDefinition of pH scales, standard reference values, measurement of pH and related terminology (Recommendations 1984), in mwaymPure and Applied Chemistry, vol.mwayq 57, n.mwayu 3, 1º gennaio 1985, pp.mwayy 531-542, mwaycDOI:mwayg10.1351/pac198557030531. mwaykURL consultato il 6 febbraio 2022.

cite-note-66. ↑ mway0mway4mway8Ch21: Acidity of alpha hydrogens, su mwazachem.ucalgary.ca.

• citerefsilvestroniPaolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ª ed., CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8, ..

• mwazcAcido

• mwazkAlcalimetria

• mwazsBase (chimica)

• mwaz0Diagramma di Flood

• mwaz8Reazione del terreno

• mwaaeSuperacido

• mwaamSuperbase

Altri progetti

• Wikizionario

• Wikimedia Commons

• Wikizionario contiene il lemma di dizionario «pH»

• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su pH

• citerefbritannica-com(EN) pH, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

• mwaaoDeterminazione dell'acidità del succo di limone, su itchiavari.org.

• mwaawFun Science Gallery - Esperimenti con acidi e basi, su funsci.com. URL consultato il 19 ottobre 2010 (archiviato dall'url originale il 20 ottobre 2010).