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La scheda: PH

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Estrazione acido-base
K di dissociazione acida
K di dissociazione basica
Funzione di acidità
Soluzione tampone
pH
Affinità protonica
Autoionizzazione
Acidi: Acido di Lewis Acido minerale Acido organico Acido forte Superacido Acido debole
Acido di Lewis
Acido minerale
Acido organico
Acido forte
Superacido
Acido debole
Basi: Base di Lewis Base organica Base forte Superbase Base debole
Base di Lewis
Base organica
Base forte
Superbase
Base debole
Il pH è una scala di misura dell'acidità o della basicità di una soluzione acquosa.
Il termine "pH" fu introdotto nel 1909 dal chimico danese Søren Sørensen.
Il termine p (operatore) simboleggia due operazioni matematiche da effettuare sull'attività dello ione ossonio in soluzione acquosa. Le due operazioni sono: il logaritmo in base 10 dell'attività e quindi il cambio di segno del risultato (moltiplicazione per -1). Naturalmente, per le proprietà dei logaritmi, si ottiene il medesimo risultato anche calcolando il logaritmo del reciproco dell'attività degli ioni ossonio,
Pertanto, si definisce in maniera rigorosa come:
in cui aH+ rappresenta l'attività dei cationi ossonio. L'attività degli ioni ossonio è una grandezza adimensionale, ed è definibile in termini di concentrazione molare di ioni ossonio come:

dove è la concentrazione molare dei cationi ossonio, è la concentrazione molare unitaria e 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 (? 0,1 mol/dm3). In queste condizioni, l'equazione precedente si semplifica a:
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:

Convenzionalmente, il pH di soluzioni acquose assume valori compresi fra 0 (massima acidità) e 14 (massima basicità). Valori inferiori a 0 e maggiori di 14 sono possibili, naturalmente, ma sono indicativi di soluzioni fortemente acide o basiche rispettivamente, corrispondenti a valori che rendono sperimentalmente difficile la misura elettrochimica e comportano, comunque, deviazioni significative dall'idealità. Al valore intermedio di 7 corrisponde la condizione di neutralità, tipica dell'acqua pura a 25 °C. Comunque, in soluzioni non acquose, il pH può assumere valori anche molto al di fuori del range 0-14: ad esempio una soluzione di oleum (acido solforico concentrato saturato con triossido di zolfo) presenta un pH di -13.
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 piaccametro), 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 strisce 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 di tornasole", di colore rosa in ambiente acido e azzurro in ambiente alcalino.



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