pH și pOH

După cum s-a discutat mai devreme, ionii de hidroniu și hidroxid sunt prezenți atât în apa pură, cât și în toate soluțiile apoase, iar concentrațiile lor sunt invers proporționale determinate de produsul ionic al apei (K_w). Concentrațiile acestor ioni într-o soluție sunt adesea determinanți critici ai proprietăților soluției și a comportamentului chimic al celorlalte substanțe dizolvate, iar vocabularul specific a fost dezvoltat pentru a descrie aceste concentrații în termeni relativi. O soluție este neutră dacă conține concentrații egale de ioni de hidroniu și hidroxid; acidă dacă conține o concentrație mai mare de ioni de hidroniu decât ionii de hidroxid; și bazică dacă conține o concentrație mai mică de ioni de hidroniu decât ionii de hidroxid.

Un mijloc comun de exprimare a cantităților care se pot întinde pe mai multe ordine de mărime este utilizarea unei scale logaritmice. O astfel de scară care este foarte populară pentru concentrațiile chimice și constantele de echilibru se bazează pe funcția p, definită așa cum se arată unde „X” este cantitatea de interes și „log” este logaritmul în bază 10:

pX = −logX

Prin urmare, pH-ul unei soluții este definit așa cum se arată aici, unde [H₃O⁺] este concentrația molară a ionului de hidroniu din soluție:

pH = −log[H₃O⁺]

Rearanjarea acestei ecuații pentru a izola molaritatea ionului de hidroniu dă expresia echivalentă:

[H₃0⁺] = 10^-pH

De asemenea, molaritatea ionului hidroxid poate fi exprimată ca o funcție p sau pOH:

pOH = −log[OH⁻]

[OH^–] = 10^-pOH

În cele din urmă, relația dintre aceste două concentrații de ioni exprimată ca funcții p este ușor derivată din expresia K_w:

K_w = [H₃O⁺][OH⁻]

−logK_w = −log([H₃O⁺][OH⁻]) = −log[H₃O⁺] + −log[OH⁻]

pK_w = pH + pOH

La 25 °C, valoarea K_w este de 1,0 × 10⁻¹⁴ și așa:

14,00 = pH + pOH

După cum s-a arătat în exemplul 14.1, molaritatea ionului de hidroniu în apă pură (sau orice soluție neutră) este 1,0 × 10⁻⁷ M la 25 °C. Prin urmare, pH și pOH ale unei soluții neutre la această temperatură sunt:

pH = −log[H₃O⁺] = −log(1,0 × 10⁻⁷) = 7,00

pOH = −log[OH⁻] = −log(1,0 × 10⁻⁷) = 7,00

Și astfel, la această temperatură, soluțiile acide sunt cele cu molaritățile ionilor de hidroniu mai mari de 1,0 × 10⁻⁷ M și molarități ale ionilor hidroxid mai mici de 1,0 × 10⁻⁷ M (corespunzător unor valori pH mai mici de 7,00 și valori ale pOH mai mari de 7,00). Soluțiile de bază sunt cele cu molarități de ioni de hidroniu mai mici de 1,0 × 10⁻⁷ M și molarități ale ionilor hidroxid mai mari de 1,0 × 10⁻⁷ M (corespunzător unor valori pH mai mari de 7,00 și valori ale pOH mai mici de 7,00).

Deoarece constanta de autoionizare K_w este dependentă de temperatură, aceste corelații între valorile pH și adjectivele acide/neutre/bazice vor fi diferite la alte temperaturi decât la 25 °C. De exemplu, exercițiul care însoțește Exemplul 14.1 a arătat că molaritatea hidroniului a apei pure la 80 °C este de 4,9 × 10⁻⁷ M, care corespunde valorilor pH și pOH de:

pH = −log[H₃O⁺] = −log(4,9 × 10⁻⁷) = 6,31

pOH = −log[OH⁻] = −log(4,9 × 10⁻⁷) = 6,31

La această temperatură, atunci, soluțiile neutre prezintă pH = pOH = 6,31, soluțiile acide prezintă un pH mai mic de 6,31 și pOH mai mare de 6,31, în timp ce soluțiile bazice prezintă un pH mai mare de 6,31 și pOH mai mic de 6,31. Această distincție poate fi importantă atunci când se studiază anumite procese care au loc la alte temperaturi, cum ar fi reacțiile enzimatice în organismele cu sânge cald la o temperatură de aproximativ 36-40 °C. Dacă nu se menționează altfel, referirile la valorile pH sunt presupuse a fi cele la 25 °C (Tabelul 14.1).

Rezumatul relațiilor pentru soluții acide, bazice și neutre

Clasificare Concentrații relative de ioni pH la 25 °C

acid [H3O+] > [OH−] pH < 7

neutru [H3O+] = [OH−] pH = 7

bazic [H3O+] < [OH−] pH > 7

Clasificare	Concentrații relative de ioni	pH la 25 °C
acid	[H₃O⁺] > [OH⁻]	pH < 7
neutru	[H₃O⁺] = [OH⁻]	pH = 7
bazic	[H₃O⁺] < [OH⁻]	pH > 7

Tabelul 14.1 Rezumatul relațiilor pentru soluții acide, bazice și neutre

Figura 14.2 prezintă relațiile dintre [H₃O⁺], [OH⁻], pH și pOH pentru soluțiile clasificate ca acide, bazice și neutre.

Figura 14.2 Scalele de pH și pOH reprezintă concentrații de H₃O⁺ și, respectiv, OH⁻. Valorile pH și pOH ale unor substanțe comune la 25 °C sunt prezentate în acest grafic.

EXEMPLUL 14.4

Calculul pH din [H₃O⁺]

Care este pH-ul acidului gastric, o soluție de HCl cu o concentrație de ioni de hidroniu de 1,2 × 10⁻³ M?

Soluție

pH = −log[H₃O⁺] = −log(1,2 × 10⁻³) = −(−2,92) = 2,92

(Folosirea logaritmilor este explicată în Anexa B. Când luați logaritmul unei valori, păstrați atâtea zecimale în rezultat câte cifre semnificative există în valoare.)

Exercițiu

Apa expusă aerului conține acid carbonic, H₂CO₃, datorită reacției dintre dioxid de carbon și apă:

CO₂(apa) + H₂O(l) ⇌ H₂CO₃(apa)

Apa saturată cu aer are o concentrație de ioni de hidroniu cauzată de CO₂ dizolvat de 2,0 × 10⁻⁶ M, de aproximativ 20 de ori mai mare decât cea a apei pure. Calculați pH-ul soluției la 25 °C.

Răspuns:

5,70