Prodotto ionico dell'acqua. pH in argomenti Chimica

Le misure di conducibilità dell'acqua chimicamente pura indicano che, seppure in misura ridottissima, in essa sono presenti ioni. Tenendo presenti le sue proprietà anfotere, l'equilibrio di dissociazione dell'acqua è:

definito dalla costante di equilibrio K_c:

Poiché nell'acqua pura [H₂O] ha un valore costante, si può scrivere K_c · [H₂O]² = K_w = [H₃O⁺] · [OH⁻], dove K_w è una nuova costante, chiamata prodotto ionico dell'acqua. Il valore di K_w a 25 °C è:

da cui in acqua pura:

Il valore della costante K_w deve essere soddisfatto sia in acqua pura che in qualsiasi tipo di soluzione acquosa, ossia qualunque sia la provenienza degli ioni H₃O⁺ e OH⁻.
Per [H₃O⁺] > [OH]⁻ > 1 · 10⁻⁷ mol/l, la soluzione è acida;
per [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1 · 10⁻⁷ mol/l, la soluzione è neutra;
per [H₃O⁺] < [OH⁻] < 1 · 10⁻⁷ mol/l, la soluzione è basica.
L'acidità, la neutralità, la basicità di una soluzione acquosa vengono espresse per comodità di calcolo in termini di pH, ossia dal logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni H₃O⁺:

L'insieme dei valori di pH compresi normalmente tra 0 e 14 costituisce la scala del pH (v. fig. 14.1).
Pertanto le condizioni di acidità, neutralità, basicità di una soluzione, tradotte in termini di pH, diventano:
se pH < 7 la soluzione è acida;
se pH = 7 la soluzione è neutra;
se pH > 7 la soluzione è basica.
In modo analogo al pH si può definire il pOH, che è il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni idrossido OH⁻:

Il prodotto ionico dell'acqua può quindi essere espresso anche come logaritmo pK_w mediante la relazione:

Si distinguono diversi casi. I più comuni sono i seguenti:

1. Soluzioni acquose concentrate (M<1) di acidi forti e basi forti; il pH risulta negativo per le soluzioni acide e maggiore di 14 per quelle basiche. In tali casi, dato il valore elevato della concentrazione degli ioni H₃O⁺ o OH⁻, si preferisce esprimere l'acidità o la basicità di una soluzione direttamente in funzione di [H₃O⁺] o [OH⁻].
2. Soluzioni diluite di acidi forti (monobasici) e basi forti (monoacide); data la completa dissociazione di acidi forti e basi forti, il pH si calcola in base alla concentrazione analitica del l'acido o della base. Esempi: HCl 0,01 M [H₃O⁺] = 10⁻² pH = 2
   NaOH 0,001 M [OH⁻] = 10⁻³ pOH = 3; pH = 14−3 = 11
   
3. Soluzioni diluite di acidi deboli e basi deboli; in questi casi la concentrazione degli ioni H₃O⁺ o OH⁻ dipende, oltre che dalla concentrazione C_a dell'acido o C_b della base, dal valore della costante di dissociazione K_a dell'acido o K_b della base. Si dimostra che: a) nella soluzione di un acido debole:
   
   
   b) nella soluzione di una base debole:
   
   
   da cui: