IDROGENIONI

IDROGENIONI

Secondo s. Arrhenius i sali, gli acidi e le basi in soluzione sono parzialmente scissi in ioni e perciò dànno luogo a soluzioni conduttrici di elettricità. La dissociazione ha luogo secondo gli schemi seguenti:

dai quali risulta come tutti glo acidi hanno per ione comune l'idrogeno H⁺ o idrogenione, tutte le basi l'ione ossidrile OH^- od ossidrilione. Nel caso di acidi polibasici, come per esempio l'acido citrico, tartarico, fosforico, ecc. (o di basi poliacide) la dissociazione avviene secondo schemi più complessi, che non è il caso di riportare.

Anche l'acqua purissima conduce, sebbene pochissimo, la corrente elettrica e deve essere perciò ritenuta dissociata in ioni, in misura molto limitata, nel modo seguente:

Con metodi sperimentali diversi, si è trovato che nell'acqua purissima la temperatura di 18° il prodotto della concentrazione degli idrogenioni per la concentrazione degli ossidrilioni è un valore fisso uguale a 10^-14. Poiché la molecola dell'acqua dà due ioni, H⁺ e OH^-, il numero ioni H⁺ deve eguagliare quello degl'ioni OH^- e perciò le rispettive concentrazioni devono essere misurate da 10^-7; cioè nell'acqua purissima alla temperatura di 18°, la concentrazione degl'idrogenioni è eguale a quella degli ossidrilioni ed è numericamente eguale a 10^-7 cioè a 1/10.000.000.

La teoria della dissociazione elettrolitica permette di spiegare molti fatti e anche di determinare quantitativamente la forza degli acidi e delle basi. La forza di un acido è determinata sostanzialmente dalla concentrazione degl'ioni idrogeno nelle sue soluzioni. Ciò spiega come soluzioni della stessa normalità molecolare di acidi diversi hanno forze differenti. Con l'aumentare della dissociazione elettrolitica dell'acido in soluzione acquosa, aumenta la concentrazione degl'ioni e quindi la forza dell'acido. Così l'acido cloridrico a parità di condizioni, è più dissociato dell'acido acetico e perciò è più forte.

La reazione acida è determinata dall'ione H⁺ mentre l'ione OH^- determina quella basica; se le concentrazioni dei due ioni H⁺ e OH^- sono eguali la reazione è neutra. Siccome i due ioni coesistono, l'acidità o neutralità di una soluzione dipende dalla prevalenza della concentrazione degli uni o degli altri, e perciò la misura della concentrazione di uno dei due ioni serve a misurame l'acidità o la basicità. Per indicare la concentrazione, si suole porre tra parentesi quadra il simbolo dell'elemento a cui ci si riferisce: così la concentrazioe degli drogenioni verrà indicata con [H⁺] e quella degli ossidrilioni con [OH^-]. E ricordando che si definisce soluzione normale quella che contiene un grammo d'idrogeno ionizzabile per litro (più esattamente: un grammo-atomo di ioni idrogeno ionizzabile) tale soluzione ha concentrazione unitaria cioè [H⁺] = 1; una soluzione decimonormale, cioè 10 volte più diluita avrà concentrazione 10 volte minore, e cioè sarà [H⁺] = 0,1; così una soluzione millesimonormale avrà una concentrazione mille volte minore e perciò sarà [H⁺] = 0,001. Tali espressioni numeriche che rappresentano le concentrazioni degli ioni idrogeno, ossia la forza degli acidi e delle basi, sono incomode per varie ragioni. Perciò S. Sørensen ha proposto di dare, in luogo della concentrazione, il suo logaritmo cambiato di segno. Questo logaritmo si indica col simbolo pH; per es. pH = 3 si riferisce a una soluzione di concentrazione eguale a 10^-3, contenente cioè 1/1000 di grammo-atomo di idrogeno ionizzabile per litro di acqua; in Iormule si ha:

A un pH piccolo corrisponde forte acidità, a un pH grande corrisponde reazione alcalina. In pratica, i valori del pH variano da 0 a 14; il valore 7 corrisponde alla concentrazione della soluzione neutra; le soluzioni in cui il pH è minore di 7 sono acide, quelle in cui pH è maggiore di 7 sono basiche; l'acidità cresce per i valori da 7 a 0; l'alcalinità cresce per i valori da 7 a 14, come mostra la seguente tabella:

L'adozione del simbolo pH, col significato datogli dal Sørensen è oggi universalmente accettata perché ha degl'indiscutibili vantaggi su altre notazioni. Si presta bene tra l'altro al tracciamento di grafici, restando scomodo altrimenti rappresentare sullo stesso foglio le concentrazioni idrogenioniche; così, per es., di una soluzione normale di acido cloridrico per la quale [H⁺] = 0,8 e quella decimillesimo-normale per la quale è [H⁺] = 0,8.10^-4, è ben agevole il segnare i corrispondenti pH che sono rispettivamente 0,1 e 3,0087.

La proposta di Sørensen offre alcuni svantaggi e tra l'altro non permette di apprezzare con sufficiente sensibilità il punto neutro. Sono state perciò proposte altre scale, che trovano impiego in particolari ricerche industriali, fisiologiche e biochimiche.

La misura della concentrazione idrogenionica ha una grande importanza nello studio di reazioni e di fenomeni chimici o fisici. Il pH viene determinato nella pratica principalmente con due metodi: l'uno elettrometrico, l'altro colorimetrico; quest'ultimo è più comodo e veloce; il primo invece è più esatto, ma più complicato.

La determinazione colorimetrica del pH si fonda sulla proprietà di alcuni corpi, chiamati indicatori, i quali presentano diverso colore secondo la concentrazione idrogenionica delle soluzioni alle quali vengono aggiunte. La determinazione viene sempre eseguita per confronto della soluzione in esame, contenente un dato indicatore, con un'altra soluzione di paragone, contenente il medesimo indicatore. Per il confronto delle colorazioni, si devono usare speciali colorimetri detti comparatori, dei quali si hanno numerosi tipi con caratteristiche speciali.

Numerose sono le applicazioni ricevute dal pH: in chimica analitica, nell'analisi gravimetrica, in chimica farmaceutica per la preparazione e il controllo della purezza dei prodotti farmaceutici e anche per avere dati sicuri sia sulla sterilizzazione sia sulla prevenzione delle eventuali decomposizioni che subiscono le sostanze durante la sterilizzazione. Ha avuto pure importanti applicazioni nelle analisi dei terreni, per determinare l'optimum di vegetazione delle varie piante; nell'industria della carta, nell'industria tessile e tintoria, nella fabbricazione dei pigmenti e dei colori, nell'industria delle colle e gelatine, nell'industria della caseina, nell'industria del cuoio e delle sostanze concianti, nella fabbricazione dello zucchero, nella fabbricazione della birra, ecc. In chimica fisiologica e in biochimica è stato studiato il pH del sangue, dell'urina, del succo gastrico, degli umori e tessuti umani e animali. In batteriologia è stato applicato per lo studio e il controllo della reazione del mezzo in cui avvengono i processi batteriologici.

La determinazione del pH può essere fatta anche con metodi speciali, quali il metodo spettrofotometrico, catalitico, nefelometrico, con il metodo della viscosità e della tensione superficiale.