Els àcids i els àlcalis són dues posicions extremes de la mateixa escala: les seves propietats (completament oposades) estan determinades pel mateix valor: la concentració d'ions d'hidrogen (H+). No obstant això, en si mateix aquest nombre és molt inconvenient: fins i tot en ambients àcids, on la concentració d'ions d'hidrogen és més alta, aquest nombre és centèsimes, mil·lèsimes d'una unitat. Per tant, per comoditat, utilitzen el logaritme decimal d'aquest valor, multiplicat per menys un. S'acostuma a dir que aquest és el pH (potencial d'hidrogen) o un indicador d'hidrogen.
L'aparició del concepte
En general, el fet que un ambient àcid i un ambient alcalí estan determinats per la concentració d'ions d'hidrogen H + i que com més gran és la seva concentració, més àcida és la solució (i viceversa, menor és H +). concentració, com més alcalí és el medi i més gran és la concentració d'ions OH oposats -), és conegut per la ciència des de fa molt de temps. No obstant això, no va ser fins l'any 1909 que el químic danès Sørensen va publicar per primera vegada una investigació en què va utilitzar el concepte d'índex d'hidrogen - PH, substituït més tard per pH.
Càlcul de l'acidesa
Quan es calcula l'índex de pH, se suposa que les molècules d'aigua en solució, encara que en quantitats molt petites, encara es dissocien en ions. Aquesta reacció s'anomena autoprotòlisi d'aigua:
H2O H+ + OH-
La reacció és reversible, per la qual cosa es defineix una constant d'equilibri (que mostra les concentracions mitjanes de cada component). Aquí teniu el valor de la constant per a condicions estàndard: temperatura 22 °C.
A continuació entre claudàtors: concentracions molars dels components indicats. La concentració molar d'aigua a l'aigua és d'aproximadament 55 mol/litre, que és un valor de segon ordre. Per tant, el producte de les concentracions d'ions H+ i OH- és d'uns 10-14. Aquest valor s'anomena producte iònic de l'aigua.
A l'aigua pura, les concentracions d'ions d'hidrogen i d'ions hidròxid són 10-7. En conseqüència, el valor de pH de l'aigua serà aproximadament 7. Aquest valor de pH es pren com un entorn neutre.
A continuació, cal apartar la mirada de l'aigua i considerar una solució d'àcid o àlcali. Prenguem, per exemple, l'àcid acètic. El producte iònic de l'aigua es mantindrà igual, però l'equilibri entre els ions H+ i OH- es desplaçarà cap al primer: els ions d'hidrogen provenen d'àcid acètic parcialment dissociat, i els ions hidròxid "extra" passaran a les molècules d'aigua no dissociades. Així, la concentració d'ions d'hidrogen serà més alta i el pH serà més baix (no caloblidar que el logaritme es pren amb un signe menys). En conseqüència, l'àcid i l'alcali estan relacionats amb el pH. I estan connectats de la següent manera. Com més baix sigui el valor del pH, més àcid és l'ambient.
Propietats àcides
Els ambients àcids són solucions amb un pH inferior a 7. Cal tenir en compte que, tot i que el valor del producte iònic de l'aigua a primera vista limita els valors de pH en el rang d'1 a 14, de fet, existeixen solucions amb un pH inferior a un (i fins i tot inferior a zero) i superior a 14. Per exemple, en solucions concentrades d'àcids forts (sulfúric, clorhídric) el pH pot arribar a -2.
La solubilitat de determinades substàncies pot dependre de si tenim un ambient àcid o un ambient alcalí. Per exemple, prengui hidròxids metàl·lics. La solubilitat ve determinada pel valor del producte de solubilitat, que té la mateixa estructura que el producte iònic de l'aigua: concentracions multiplicades. En el cas de l'hidròxid, el producte de solubilitat inclou la concentració de l'ió metàl·lic i la concentració d'ions hidròxid. En el cas d'un excés d'ions d'hidrogen (en un ambient àcid), aquests "extreuran" més activament els ions hidròxid del precipitat, canviant així l'equilibri cap a la forma dissolta, augmentant la solubilitat del precipitat.
També val la pena esmentar que tot el tracte digestiu humà té un ambient àcid: el pH del suc gàstric oscil·la entre 1 i 2. La desviació d'aquests valors cap amunt o cap avall pot ser signe de diverses mal alties.
Propietats del medi alcalí
Ben un ambient alcalí, el valor del pH adquireix valors superiors a 7. Per comoditat, en ambients amb una alta concentració d'ions hidròxid, l'indicador de pH de l'acidesa es substitueix per l'indicador de pH de la basicitat pOH. És fàcil endevinar que denota un valor igual a -lg[OH-] (logaritme decimal negatiu de la concentració d'ions hidròxid). Directament del producte iònic de l'aigua segueix la igu altat pH + pOH=14. Per tant pOH=14 - pH. Així, per a totes les afirmacions que són certes per a l'índex de pH, les afirmacions oposades són certes per a l'índex de basicitat pOH. Si el pH d'un medi alcalí és gran per definició, aleshores el seu pOH és òbviament petit, i com més forta sigui la solució alcalina, menor serà el valor de pOH.
Aquesta frase acaba d'introduir una paradoxa lògica que confon moltes discussions sobre l'acidesa: una acidesa baixa indica una acidesa alta, i viceversa: uns valors de pH alts corresponen a una acidesa baixa. Aquesta paradoxa apareix perquè el logaritme es pren amb un signe menys i l'escala d'acidesa està, per dir-ho, invertida.
Definició pràctica de l'acidesa
S'utilitzen els anomenats indicadors per determinar l'acidesa del medi. Normalment es tracta de molècules orgàniques força complexes que canvien de color en funció del pH del medi. L'indicador canvia de color en un rang de pH molt reduït: això s'utilitza en titulacions àcid-base per aconseguir resultats precisos: la valoració s'atura tan bon punt l'indicador canvia de color.
Els indicadors més famosos són el metiltaronja (interval de transició a la regió amb un pH baix), fenolftaleïna (interval de transició a la regió amb un pH elevat), tornasol, blau de timol i altres. En ambients àcids i alcalins, s'utilitzen diferents indicadors en funció de la zona en què es troba el seu interval de transició.
També hi ha indicadors universals: canvien de color gradualment del vermell al porpra profund quan passen d'entorns fortament àcids a entorns fortament alcalins. De fet, els indicadors universals són una barreja d'indicadors comuns.
Per a una determinació més precisa de l'acidesa, s'utilitza un dispositiu: un mesurador de pH (potenciòmetre, el mètode, respectivament, s'anomena potenciometria). El seu principi de funcionament es basa en la mesura de la CEM en un circuit, l'element del qual és una solució amb un pH mesurat. El potencial d'un elèctrode immers en una solució és sensible a la concentració d'ions d'hidrogen a la solució, d'aquí el canvi en EMF, a partir del qual es calcula el pH real.
Acidesa de diversos ambients de la vida quotidiana
L'índex d'acidesa és de gran importància en la vida quotidiana. Per exemple, els àcids febles -acètic, màlic- s'utilitzen com a conservants. Les solucions alcalines són detergents, inclòs el sabó. El sabó més senzill són les sals de sodi dels àcids grassos. A l'aigua es dissocien: el residu d'àcids grassos -molt llarg- d'una banda té una càrrega negativa i, de l' altra, una llarga cadena no polar d'àtoms de carboni. Aixòl'extrem de la molècula, en el qual la càrrega participa en la hidratació, recull les molècules d'aigua al seu voltant. L' altre extrem s'uneix a altres coses no polars, com les molècules de greix. Com a resultat, es formen micel·les: boles, en les quals sobresurten "cues" amb càrrega negativa i a l'interior s'amaguen "cues" i partícules de greix i brutícia. La superfície es renta de greix i brutícia a causa del fet que el detergent uneix tot el greix i la brutícia a aquestes micel·les.
Acidesa i salut
Ja s'ha dit que el pH és de gran importància per al cos humà. A més del tracte digestiu, és important controlar l'índex d'acidesa en altres parts del cos: sang, saliva, pell: els ambients àcids i alcalins són de gran importància per a molts processos biològics. La seva definició permet avaluar l'estat del cos.
Ara les proves de pH estan guanyant popularitat: les anomenades proves exprés per comprovar l'acidesa. Són tires normals de paper indicador universal.
