Il pH è la misura di quanto è acida o basica una soluzione. Capire come calcolarlo partendo dai principi primi è fondamentale per la chimica, la biologia, la medicina e le scienze ambientali.
La formula del pH
Il pH è definito come il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di ioni idrogeno:
pH = −log₁₀[H⁺]
Dove [H⁺] è la concentrazione di ioni idrogeno in moli per litro (mol/L o M).
Esempio 1: [H⁺] = 0,001 M (10⁻³ M):
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (acido)
Esempio 2: [H⁺] = 1 × 10⁻⁷ M (acqua pura):
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (neutro)
Esempio 3: [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M:
- pH = 11 (basico/alcalino)
La scala del pH
| pH | Classificazione | Esempio |
|---|---|---|
| 0–2 | Fortemente acido | Acido della batteria, acido dello stomaco (1–2) |
| 3–4 | Acido | Aceto (2.4), succo d'arancia (3.5) |
| 5–6 | Leggermente acido | Caffè nero (5), acqua piovana (5.6) |
| 7 | Neutro | Acqua pura |
| 8–9 | Leggermente semplice | Acqua di mare (8), bicarbonato di sodio (8.3) |
| 10-12 | Di base | Latte di magnesia (10.5) |
| 13-14 | Fortemente elementare | Candeggina (12,5), detergente per scarichi (14) |
Calcolo di [H⁺] dal pH
Il calcolo inverso: trovare la concentrazione di ioni dal pH:
[H⁺] = 10^(−pH)
Esempio: pH = 4,5:
- [H⁺] = 10^(−4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/L
La relazione tra pH e pOH
In soluzioni acquose a 25°C:
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Se conosci la concentrazione degli ioni idrossido invece degli ioni idrogeno:
Esempio: [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M:
- pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14 − 3 = 11 (base)
Calcolo del pH degli acidi forti
Gli acidi forti (HCl, HNO₃, H₂SO₄) si dissociano completamente in acqua:
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Esempio: HCl 0,05 M:
- [H⁺] = 0,05 M
- pH = −log(0,05) = 1,30
Per H₂SO₄ (diprotico): [H⁺] = 2 × [H₂SO₄]
Calcolo del pH degli acidi deboli (usando Ka)
Gli acidi deboli si dissociano parzialmente. Utilizzare la costante di dissociazione acida Ka:
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Dove C = concentrazione iniziale dell'acido, Ka = costante di dissociazione.
Esempio: acido acetico 0,1 M (Ka = 1,8 × 10⁻⁵):
- [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³
- pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87
(Rispetto all'acido forte: HCl 0,1 M avrebbe pH = 1,0 — molto più acido)
Calcolo del pH delle basi forti
Le basi forti (NaOH, KOH) si dissociano completamente:
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Esempio: NaOH 0,02 M:
- pOH = −log(0,02) = 1,70
- pH = 14 − 1,70 = 12,30
Soluzioni tampone
Un tampone resiste al cambiamento di pH. L'equazione di Henderson-Hasselbalch calcola il pH del tampone:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Dove [A⁻] = concentrazione della base coniugata, [HA] = concentrazione dell'acido debole.
Esempio: Tampone acido acetico/acetato, pKa = 4,74, concentrazioni uguali:
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
I tamponi funzionano meglio entro ±1 unità di pH del pKa.
Applicazioni pratiche
PH del sangue: mantenuto a 7,35–7,45 mediante tamponamento con bicarbonato. Sotto 7,35 = acidosi; superiore a 7,45 = alcalosi.
Piscine: pH ottimale 7,2–7,8. Al di sotto di 7,0 irrita gli occhi e corrode le apparecchiature; superiore a 7,8 riduce l'efficacia del cloro.
PH del terreno: influisce sulla disponibilità dei nutrienti. La maggior parte delle piante prospera a 6,0–7,0; i mirtilli preferiscono 4,5–5,5.
Utilizza il nostro calcolatore di logaritmi per calcolare rapidamente i valori −log per i calcoli di pH e pOH.