1. L'autoionizzazione dell'acqua
L'acqua pura, pur essendo un pessimo conduttore di elettricità, subisce un minimo processo di autoionizzazione (o autoprotolisi): una molecola d'acqua si comporta da acido (cedendo un protone) e un'altra molecola d'acqua si comporta da base (accettando il protone).
La reazione di equilibrio chimico che descrive questo fenomeno è la seguente:
Applicando la legge dell'azione di massa, la costante di equilibrio per questo sistema è espressa dal prodotto ionico dell'acqua ($K_w$):
Essendo il valore di $K_w$ costante a una data temperatura ($25^\circ\text{C}$), in qualsiasi soluzione acquosa il prodotto delle concentrazioni degli ioni idronio ($\text{H}_3\text{O}^+$) e degli ioni ossidrile ($\text{OH}^-$) è sempre uguale a $1{,}0 \times 10^{-14}$.
2. Soluzioni neutre, acide e basiche
Il confronto tra la concentrazione degli ioni $\text{H}_3\text{O}^+$ e $\text{OH}^-$ determina il carattere della soluzione:
- Soluzione neutra: La concentrazione degli ioni idronio è uguale a quella degli ossidrili: $$[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-] = 1{,}0 \times 10^{-7}\text{ M}$$
- Soluzione acida: La concentrazione degli ioni idronio è maggiore di quella degli ossidrili: $$[\text{H}_3\text{O}^+] > 1{,}0 \times 10^{-7}\text{ M} \quad (\text{e } [\text{OH}^-] < 1{,}0 \times 10^{-7}\text{ M})$$
- Soluzione basica (o alcalina): La concentrazione degli ioni ossidrile è maggiore di quella degli idronio: $$[\text{OH}^-] > 1{,}0 \times 10^{-7}\text{ M} \quad (\text{e } [\text{H}_3\text{O}^+] < 1{,}0 \times 10^{-7}\text{ M})$$
3. Le scale di pH e pOH
L'uso dei valori decimali negativi per esprimere le concentrazioni ioniche risulta spesso scomodo. Per questo motivo, nel 1909 il biochimico Sørensen introdusse il concetto di pH (potenziale idrogeno), definito matematicamente come il logaritmo decimale negativo della concentrazione molare degli ioni idronio:
Analogamente, si definisce il pOH in base alla concentrazione degli ioni ossidrile:
Applicando il logaritmo negativo all'equazione del prodotto ionico $K_w$, si ottiene la relazione fondamentale tra pH e pOH a $25^\circ\text{C}$:
4. Tabella riassuntiva dei valori di pH a $25^\circ\text{C}$
| Carattere della Soluzione | Concentrazione $[\text{H}_3\text{O}^+]$ (M) | Valore del pH | Valore del pOH |
|---|---|---|---|
| Fortemente Acida | $> 1{,}0 \times 10^{-1}$ | $< 1$ | $> 13$ |
| Acida | $10^{-1} \div 10^{-7}$ | $1 - 6{,}99$ | $14 - 7{,}01$ |
| Neutra | $1{,}0 \times 10^{-7}$ | $7{,}00$ | $7{,}00$ |
| Basica | $10^{-7} \div 10^{-14}$ | $7{,}01 - 14$ | $6{,}99 - 1$ |
| Fortemente Basica | $< 1{,}0 \times 10^{-14}$ | $> 14$ | $< 0$ |
💡 Applicazione pratica: Indicatori di pH e misura
Il pH di una soluzione può essere misurato con precisione utilizzando un pihmetro elettronico oppure stimato mediante gli indicatori acido-base. Gli indicatori sono sostanze organiche (spesso acidi o basi deboli) che assumono colori differenti a seconda del pH dell'ambiente in cui si trovano. Esempi celebri sono la fenolftaleina (incolore in ambiente acido, fucsia in ambiente basico) e il cartina tornasole.