L’acqua e la reazione pH

"L'acqua è l'elemento base della vita". Tante volte abbiamo sentito questa frase o letta in qualche articolo.
In questa semplice molecola sono presenti significati di carattere fisico-chimico estremamente complessi ed interessanti; vediamo di indagare più a fondo e cerchiamo di capire meglio questa molecola così semplice e, al contempo, così importante per la vita sul nostro pianeta.
L'acqua, dal punto di vista chimico, è, come dicevamo, una molecola costituita da due elementi: l'idrogeno, (il cui nome significa appunto "generatore d'acqua") e l'ossigeno. La sua struttura è tale per cui le sue proprietà fisico-chimiche sono praticamente uniche; molte di esse le conosciamo tutti: l'acqua, ad un'atmosfera di pressione, solidifica a 0°C e passa allo stato di vapore a 100°C. Ma quello che non tutti sanno, o meglio, quello che forse tutti sanno ma su cui nessuno si è mai soffermato abbastanza a lungo per poter rendersi conto della complessità del problema, è che l'acqua è anche un solvente. In pratica l'acqua è in grado di solubilizzare moltissime sostanze, detti soluti. Alcuni di essi sono dissociabili, come ad esempio il sale da cucina, "NaCl", altri non lo sono, come ad esempio lo zucchero.

La parte che andiamo ad affrontare ora richiede una certa dose di attenzione e una certa dimestichezza con la chimica.
Da un punto di vista più completo, possiamo dire che l'acqua, o meglio la sua molecola, ha la possibilità di scindersi in due pezzi, detti ioni, dando origine alla seguente reazione di dissociazione: 2 H₂O = H₃O⁺ + OH^-
Questa espressione, detta equazione chimica, mostra un segno algebrico di uguaglianza ( = ) che separa i due membri; il segno di uguaglianza sta a significare che la reazione, così come è scritta, rappresenta un equilibrio chimico, cioè essa può essere letta sia da sinistra a destra che al contrario.
In pratica possiamo dire che nell'acqua si verificano due reazioni contemporanee in cui due molecole reagiscono tra loro per formare i due ioni scritti a destra, mentre, contemporaneamente, altri due ioni, uguali a quelli scritti a destra, reagiscono tra loro per formare due nuove molecole di acqua, come indicato a sinistra.
Queste reazioni sono in continuo divenire ed a un certo punto la velocità della prima uguaglierà quella della seconda: saremo quindi arrivati all'equilibrio. Questo equilibrio può essere espresso matematicamente con un'espressione, detta costante di equilibrio, il cui valore, una volta fissate temperatura e pressione, resta sempre lo stesso, come riportato di seguito:
Keq = [H₃O⁺] × [OH^-] / [H₂O]2
I valori scritti tra parentesi quadra rappresentano le concentrazioni delle specie chimiche in questione, espresse in moli per litro (mol/L). In realtà la quantità di molecole d'acqua che reagiscono per dare origine a questa reazione è una frazione estremamente piccola delle molecole di acqua presenti e quindi in questa espressione la concentrazione dell'acqua, che compare al denominatore, è talmente grande da poterla considerare invariata, e pertanto costante. Il suo valore potrà quindi essere inglobato in una nuova costante secondo la seguente equazione:
[H₃O⁺] × [OH^-] = Keq × [H₂O]2 = Kw
dove Kw è determinabile sperimentalmente ed è pari a 10-14 (mol/L)2.
Questa Kw è detta "prodotto ionico dell'acqua". La conseguenza più importante di tutto questo è che all'equilibrio i due ioni H3O+ e OH- saranno in quantità uguali e, quindi, l'equazione qui sopra potrà essere scritta come:
[H₃O⁺]  × [OH^-] = [H₃O+]2 = 10-14
da cui, calcolando la radice quadrata, si ottiene:
[H₃O⁺]  = 10-7 mol/L
Questo valore è estremamente piccolo (corrisponde a 0,0000001); dato che i numeri in gioco possono variare anche di diversi ordini di grandezza, è più conveniente esprimerli come logaritmi decimali. Quindi, l'ultima equazione diventerà:
lg [H₃O⁺] = lg 10-7
cioè
lg [H3O⁺] = -7
che cambiato di segno all'equilibrio diventa:
- lg [H₃O⁺] = 7
Definendo -log [H₃O⁺] come "pH", ecco che abbiamo la più famosa espressione della concentrazione di ioni idrossonio (o idrogeno, più semplicemente), la specie acida dell'acqua (in realtà sarebbe più corretto parlare di attività e non di concentrazione, ma questo è un argomento più teorico che possiamo tranquillamente trascurare).

Come tutti sanno, i valori di pH inferiori a 7 (cioè con potenze di 10 tra 0 e -7) stanno ad indicare soluzioni acide, mentre i valori superiori a 7 (cioè con potenze di 10 tra -7 e -14) stanno ad indicare soluzioni alcaline.
Il significato è abbastanza ovvio: più la potenza di 10 diminuisce (in valore assoluto) più la concentrazione di ioni idrossonio aumenta, e quindi aumenta l'acidità. Più la potenza di 10 aumenta (sempre in valore assoluto) più la concentrazione di ioni idrossonio diminuisce, aumentando perciò la basicità delle soluzioni.
In generale, possiamo dire che avremo soluzioni acide quando il valore di pH sarà compreso tra 0 e 7, mentre avremo soluzioni alcaline, o basiche, quando il valore di pH sarà compreso tra 7 e 14, anche se valori esterni a questo intervallo, invero non comuni, sono ammessi.
E' necessario, infine, porre l'accento sulla conseguenza più importante che deriva dall'uso dei logaritmi: il passaggio di pH da una unità ad una immediatamente successiva, o precedente, comporta in realtà una variazione della concentrazione di ioni idrossonio pari a 10 volte.
Il pH (dal latino pondus hydrogenii, potenziale dell'idrogeno) è una scala di misura dell'acidità di una soluzione acquosa. Fu ideato dal chimico danese Søren Sørensen nel 1909.
Il termine p (operatore) simboleggia due operazioni matematiche da operare sulla concentrazione idrogenionica [H⁺] o, più correttamente, sull'attività dello ione idrogeno in soluzione acquosa.
Le due operazioni sono: il logaritmo in base 10 della concentrazione espressa in moli/litro e quindi il cambio di segno del risultato (moltiplicazione per -1) e l'equilibrio dello ione bicarbonato.

Dopo tutta questa lunga premessa possiamo ora affrontare il vero nodo della questione pH: la sua influenza sugli equilibri chimici in soluzione; iniziamo a vedere l'effetto sull'equilibrio dello ione bicarbonato HCO₃^-.
La molecola dell'anidride carbonica, CO₂, reagisce con l'acqua per formare l'acido carbonico, H₂CO₃, un acido ipotetico in quanto instabile e non isolabile. Questo acido è la sola specie chimica presente a pH inferiori a 3,8, anche se in realtà la sua concentrazione non supera il 5%, essendo tutto il resto sotto forma di CO₂ libera in soluzione.
Tra pH 3,8 e 6,4 avviene la prima reazione di dissociazione dell'acido carbonico, secondo il seguente equilibrio
H₂O + H₂CO₃ = HCO₃^- + H₃O⁺
a cui è associata la seguente costante di equilibrio:
Ka1 = [HCO₃^-] × [H₃O⁺] / [H₂CO₃] = 4,4 × 10-7 mol/L
Quindi, a pH inferiori a 6,4 prevale la specie chimica H₂CO₃, che tende a diminuire tanto più ci si avvicina al valore 6,4, dove entrambe le specie chimiche H₂CO₃ e HCO₃^- saranno presenti in quantità uguale.
Tra pH 6,4 e 8,3 la specie HCO₃^- aumenta fino a raggiungere il 100% a pH 8,3. Oltre questo valore inizia a formarsi la terza specie chimica, lo ione CO₃^2-, in base a questo secondo equilibrio di dissociazione acida:
H₂O + HCO₃^- = CO₃^2- + H₃O⁺
a cui è associata la seguente costante di equilibrio

Ka2 = [CO₃^2-] × [H₃O⁺] / [HCO₃^-] = 4,8 × 10-11 mol/L  
A pH 10,3 le due specie chimiche HCO₃^- e CO₃^2- saranno presenti in uguale quantità. Oltre questo valore inizia a prevalere lo ione CO₃^2- , che sarà l'unica specie presente a pH superiore a 11,7.
Acidità e basicità delle soluzioni acquose
L'acqua distillata (priva di sali e sostanze varie, a differenza di quella del rubinetto o delle bottiglie) non è un buon elettrolita, in pratica non conduce corrente elettrica, in quanto in essa si discioglie una quantità veramente esigua di cationi e anioni.
Secondo la formula chimica, dalla molecola dell'acqua si formano gli ioni ossidrile OH^- e idrossonio H₃O⁺, ma tale reazione non avviene in maniera vivace (pertanto la costante di equilibrio è bassa). Di conseguenza si può affermare che le molecole d'acqua distillata non dissociate in un qualsiasi recipiente rappresentano la quasi totalità.
Nell'acqua pura a 25 °C la concentrazione degli ioni H₃O⁺ e OH^- provenienti dalla naturale dissociazione dell'acqua risulta essere
[H₃O⁺] = [OH^-] = 1 × 10-7
Questo valore varia leggermente in funzione della temperatura.
Ad una temperatura diversa da 25 °C si deve prendere in considerazione in valore numerico corretto di tale concentrazione. Tuttavia, essendo la variazione minima, è lecito approssimare con 1 × 10-7 la concentrazione degli ioni H₃O⁺ e OH^- anche per temperature non molto diverse da quest'ultima.
Poiché l'aggiunta di un acido o di una base nell'acqua rompe questo equilibrio, alzando o abbassando la concentrazione degli ioni [H₃O⁺], possiamo prendere come metro dell'acidità o della basicità di una soluzione, il valore della concentrazione di tali ioni.
Un modo più semplice per esprimere l'acidità o basicità di una soluzione è la funzione pH, riportata nell' introduzione. L'uso della funzione pH è molto utile, poiché permette di restringere l'intervallo di una scala di valori numerici.
Quindi, l'uso della funzione pH permette di affermare che (a 25 °C) la soluzione è:
 • Acida quando il pH è < 7
 • Neutra quando il pH è = 7
 • Basica quando il pH è > 7