Il pH e il pOH: appunti e formule pratiche
La comprensione del pH e del pOH di una soluzione acquosa è essenziale per determinarne l’acidità o la basicità. Il processo di autoionizzazione dell’acqua segue l’equilibrio H2O(l) ⇄ H+(aq) + OH–(aq). La costante di equilibrio Kw è espressa come Kw = [H+][OH–], con un valore di 1.0 ∙ 10-14 a 25°C. La dissociazione dell’acqua implica che la concentrazione di ioni H+ e ioni OH– è la stessa, entrambe pari a x.
Quando si aggiunge un acido, la concentrazione di ioni H+ aumenta, mentre l’aggiunta di una base comporta un aumento della concentrazione di ioni OH–. L’applicazione della scala logaritmica di Sorenson aiuta a determinare la relazione tra la concentrazione degli ioni e l’acidità o la basicità della soluzione.
Sorenson introdusse i concetti di pH e pOH, definiti rispettivamente come -log [H+] e -log [OH–]. La somma del pH e del pOH di una soluzione è sempre pari a 14, permettendo la conversione tra i due valori.
Per calcolare la concentrazione di H+ noto il pH, si applica la formula [H+] = 10-pH. Allo stesso modo, per ottenere il valore di [OH–], si può utilizzare la relazione [H+][OH–]= 1.0 ∙ 10-14 o calcolare pOH = 14 – pH e quindi [OH–] = 10-pOH.
L’analisi dei dati sperimentali consente di classificare la soluzione come acida quando [H+] > [OH–] e basica quando [OH–] > [H+]. La comprensione di questi concetti è cruciale per la pratica in laboratorio e per comprendere le proprietà delle soluzioni acquose.
