miniatura|La llimona és una fruita àcida, pH ≈ 2,3 El pH és una mesura quantitativa de l'acidesa o basicitat d'una dissolució, que es determina per l'activitat dels cations oxoni, H₃O+, en dissolució. Es defineix com a menys el logaritme decimal de la dita activitat:
En les dissolucions diluïdes, que són les més habituals, l'activitat coincideix amb la concentració i l'expressió anterior es pot escriure:
El pH, en les dissolucions aquoses, té una escala que va del 0 al 14, en la qual el nombre 7 determina el pH neutre. Els valors inferiors a 7 indiquen acidesa (i més àcid com més petit és el nombre), i els superiors a 7 indiquen basicitat (més bàsic com més gran és el nombre). El pH s'utilitza per a evitar la manipulació de les xifres complexes que apareixen en expressar la concentració. Així, per exemple, si hom té una concentració [H₃O+] = 1,96 × 10–3 mol/l, s'obtindrà pH = 2,71.
Exemples de substàncies àcides, amb pH baix, són el suc de llimona, pH ≈ 2,3; el vinagre, 2,4 ≤ pH ≤ 3,4; o el suc gàstric, 1,0 ≤ pH ≤ 3,0. De substàncies amb pH alt, és a dir alcalines o bàsiques, hom pot citar els sabons, 9,0 ≤ pH ≤ 11,5; les dissolucions d'amoníac emprades per a netejar, pH ≈ 11,5; o el lleixiu; pH ≈ 12,5.
Història miniatura|Søren Peter Lauritz Sørensen El concepte de pH fou introduït pel químic danès Søren Peter Lauritz Sørensen del Laboratori Carlsberg el 1909, quan realitzava estudis sobre proteïnes, aminoàcids i enzims. Ideà una manera senzilla d'expressar l'àmplia variació de la concentració de cations hidrogen en les dissolucions, que pot variar des de més de 10 mol/l a menys de 10–15 mol/l. El definí com el logaritme decimal canviat de signe de la concentració de cations hidrogen, H+. Posteriorment es canvià el símbol inicial de Sørensen, PH, i per això s'utilitza actualment, pH. El símbol "pH" és un acrònim que significa el potencial de lhidrogen, ja que el pH es pot mesurar a partir de mesures de potencials elèctrics en una cel·la electroquímica. Així per a una concentració de 10–2 mol/l, pH = 2.
El 1924 Sørensen i el seu col·laborador al Laboratori Carlsberg, el químic danès Kaj Ulrik Linderstrøm-Lang, proposaren que era més adient definir el pH en funció de l'activitat química:
on: és l'activitat en la dissolució dels cations H+. és la concentració dels cations H+ en la dissolució expressada en molalitat. és el coeficient d'activitat, que relaciona molalitat amb activitat.
Mesura del pH miniatura|pH-metre amb l'elèctrode de vidre més l'elèctrode de referència i una sonda de temperatura miniatura|pH-metre de butxaca miniatura|Paper indicador del pH en format rotllo de serpentina La mesura precisa del pH es realitza utilitzant els pH-metres, potenciòmetres que disposen d'una cel·la electroquímica que es posa dins la dissolució de la qual se'n vol determinar el pH, i que conté un elèctrode de referència, habitualment un elèctrode de plata-clorur de plata, i un elèctrode de vidre, que és sensible a la concentració de cations H+. Malgrat que els pH-metres de millor qualitat són de taula, actualment es pot disposar de pH-metres de butxaca que permeten obtenir mesures de pH precises in situ.
Si no cal una mesura precisa del pH i només cal un valor aproximat, s'empren tires de paper indicador, les quals en contacte amb la dissolució que es vol analitzar canvien de color de forma gradual. D'aquesta manera, segons el color observat, per comparació amb una escala definida, hom té un valor aproximat del pH. Aquestes tires es fabriquen impregnant-les d'una mescla de diferents indicadors àcid-base, substàncies que canvien de color dintre d'un interval de valors de pH. Aquests tipus de mescles s'anomenen indicadors universals. +Components d'un indicador universal Indicador Color a pH baix Interval de canvi Color a pH alt Blau de timol (1ª transició) Vermell 1,2 – 2,8 Groc Vermell de metilVermell 4,4 – 6,2 Groc Blau de bromotimol Groc 6,0 – 7,6 Blau Blau de timol (2ª transició) Groc 8,0 – 9,6 Blau Fenolftaleïna Incolor 8,3 – 10,0 Fúcsia
Característiques de l'escala de pH El pH es defineix com a menys el logaritme en base 10 de l'activitat en dissolució dels cations oxoni, H₃O+. Tanmateix en les condicions més habituals de treball l'activitat coincideix amb la concentració de la dissolució i, com que la diferència és negligible, es parla de concentracions.
L'escala de pH és una escala logarítmica, això significa que si tenim dues dissolucions que els seus pHs difereixen en una unitat, les seves concentracions seran una 10 vegades superior a l'altra en cations H₃O+. Si la diferència és de 3 unitats de pH, una de les dissolucions serà 1 000 vegades (103) més concentrada que l'altra. La concentració, o de forma més precisa l'activitat, es pot relacionar amb el pH amb la fórmula:
La definició de pH indica que és el menys logaritme de l'activitat; aquest menys implica que valors alts de pH signifiquen valors baixos de concentració, de cations oxoni, H₃O+. Les concentracions altes de cations oxoni donen valors de pH baixos. Per exemple:
El valor de pH = 7 indica que la dissolució és neutre. Aquest valor no és arbitrari, l'explicació cal cercar-la en l'autoionització de l'aigua i la seva constant d'equilibri, Kw. L'autoionització de l'aigua es descriu amb la següent equació: miniatura|Representació molecular de l'autoionització de l'aigua 2 H2O <=> H3O^+ + OH^-
Aquesta reacció química té una constant d'equilibri, Kc, que ve donada per:
Però com que la concentració d'aigua en aigua és constant i igual a 55,5 mol/l, la concentració d'aigua es pot multiplicar per la constant Kc i queda una nova constant, Kw, que s'anomena constant de dissociació de l'aigua i que val 10–14 a 25 °C.
Per a l'aigua neutra les concentracions de cations oxoni i anions hidroxil són iguals, i valen:
La dissolució neutra, per tant, té un pH = 7:
Habitualment es parla que l'escala de pH va de 0 a 14 unitats. Això és així perquè habitualment les dissolucions que s'estudien són dissolucions diluïdes que no superen les concentracions 1,0 mol/l d'àcid o de base. Si és l'àcid, tenim que el pH és:
Si és la base la que presenta una concentració 1,0 mol/l tenim que, amb la constant d'equilibri la concentració de cations oxoni és:
Si es determina el pH de dissolucions més concentrades que les indicades es poden trobar pHs amb valors negatius quan la dissolució és molt àcida, o superiors a 14 quan és molt alcalina. Tanmateix el fet de ser una escala logarítmica fa que hom no obtengui valors molt allunyats dels límits habituals.
pOH miniatura|Escales de pOH i pH Igual que es defineix el pH es defineix el pOH, menys el logaritme decimal de l'activitat dels anions hidroxil, OH-, que per a dissolucions diluïdes es pot posar en funció de la concentració en lloc de l'activitat:
A partir de l'equilibri d'autoionització de l'aigua i aplicant menys logaritmes s'obté la relació amb el pH:
Escales en dissolvents no aquosos L'escala de pH en aigua té valors des del zero al 14, però no passa igual quan el dissolvent no és aigua (àcids, bases, alcohols, hidrocarburs…). Si els dissolvents són àcids, l'escala es desplaça cap avall. Així per a l'àcid acètic, CH₃COOH, els valors van de –6 a –1 unitats; i per a l'àcid metanoic, HCOOH, de –9 a –2 unitats. Si els dissolvents són bases, l'escala es desplaça cap amunt respecte de la de l'aigua.
En els alcohols l'escala ocupa la mateixa zona que la de l'aigua, però ampliada cap avall i cap amunt. En el cas de l'etanol els valors de pH estan entre –4 i +16 unitats. En dissolvents no protònics, que no s'ionitzen, com ara l'acetona, l'escala s'amplia molt, i va de –5 a +10 unitats.
Dissolucions amortidores
Les dissolucions amortidores són dissolució el pH de les quals varia molt poc per dilució o per addició de quantitats moderades d'àcids o de bases, àdhuc forts. També s'anomenen dissolucions tampó, i estan formades per un àcid dèbil i una de les seves sals, o per una base dèbil i una de les seves sals.
El pH a la natura Alguns valors del pH Substància pH Drenatge àcid de mines <center>-3.6 – 1.0 Àcid de bateria<center>-0.5 Àcid gàstric <center>2.0 Suc de llimona <center>2.4 Beguda de cola amb gas <center>2.5 Vinagre <center>2.9 Suc de taronja o poma <center>3.5 Cervesa <center>4.5 Pluja àcida <center><5.0 Cafè <center>5.0 Te <center>5.5 Llet <center>6.5 Aigua pura (pH neutre)<center>7.0 Saliva humana <center>6.5 – 7.5 Sang <center>7.35 – 7.45 Aigua de mar <center>8.0 Sabó de mans <center>9.0 – 10.0 Amoníac domèstic <center>11.5 Lleixiu <center>12.5 Sosa càustica domèstica <center>13.5 La influència de la concentració de cations oxoni, H₃O+, en els processos químics i biològics que tenen lloc a la natura, desenvolupa un paper determinant; i és tan variada i extensa que afecta totes les funcions vitals dels éssers vius, des dels bacteris fins a l'ésser humà.
El valor del pH en les aigües minerals aptes per al consum humà oscil·la al voltant de pH = 7, entre 6,8 i 8,0; i depèn majoritàriament del seu contingut en diòxid de carboni dissolt en forma d'àcid carbònic, d'hidrogencarbonat i de carbonat. Quan la concentració d'àcid carbònic és elevada tenim aigües lleugerament àcides, mentre que si és baixa és lleugerament alcalina. L'aigua del brollador de Vichèi és una aigua àcida, amb un pH = 6,8, en el moment de sortir del brollador. Les aigües de rius solen tenir pHs lleugerament més alts que les minerals. L'aigua dels mars és lleugerament alcalina, la mar Mediterrània té un pH = 8,35; la mar del Nord entre 8,1 i 8,3; l'oceà Atlàntic 8,35 a la superfície i 7,87 a 3 000 m de fondària. A causa de l'increment de la concentració de diòxid de carboni, CO₂, en l'atmosfera per la combustió de combustibles fòssils (carbó, gas natural, petroli) en la indústria i el transport, durant el segle XX ha disminuït el pH mitjà de l'aigua dels oceans en 0,1 unitats i, es preveu que durant el disminueixi 0,3-0,4 unitats més. Això és degut a la major dissolució del diòxid de carboni en l'aigua formant-se àcid carbònic, que es dissocia segons les equacions:
CO2(g) + H2O(l) <=> H2CO3(aq)
H2CO3(aq) + H2O(l) <=> H3O^+(aq) + HCO3^- (aq) \,
Les distintes espècies de bacteris tenen un creixement òptim estretament delimitat per un petit interval de pH. Per exemple el colibacil o Escherichia coli necessita un pH entre 4,8 i 8,8 (òptim entre 6,5 i 7,0); l'Streptococcus pneumoniae, causant de la pneumònia, creix en una zona de pH de 5,2 a 7,8, amb un valor òptim de 6,9; el Clostridium tetani, que causa la malaltia del tètanus, es desenvolupa a un pH entre 5,5 i 8,3, essent l'òptim al voltant de 7,3; el Yersinia pestis, causant de la pesta negra precisa un pH entre 5,6 i 7,5, amb un valor òptim de 6,8.