Calcolo del pH di una soluzione

Dipende da che soluzione è. In un acido forte pH = −log c, con c la concentrazione in mol/L. In una base forte si calcola prima il pOH = −log [OH⁻] e poi pH = 14 − pOH. In un acido debole serve anche la Ka o il pKa. Nel calcolatore scegli il tipo di soluzione e inserisci i valori.

pH = −log [H₃O⁺]: il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione degli ioni idronio in mol/L. A rigore la definizione usa l’attività degli ioni, pH = −log a(H⁺), ma nelle soluzioni diluite coincide con la concentrazione. Una concentrazione di 10⁻³ mol/L dà pH 3, una di 10⁻¹¹ mol/L dà pH 11.

Dal pH si torna alla concentrazione con [H₃O⁺] = 10^(−pH), dal pOH con [OH⁻] = 10^(−pOH), dal pKa con Ka = 10^(−pKa). Il pOH si ricava dal pH con pOH = 14 − pH a 25 °C. Con pH 7,4 si ha [H₃O⁺] = 10^(−7,4), circa 4,0 · 10⁻⁸ mol/L. Nel calcolatore la scelta «Da pH noto» fa questi passaggi.

Per un acido debole di concentrazione c₀ si risolve [H₃O⁺] = −Ka/2 + √(Ka²/4 + Ka · c₀) e poi pH = −log [H₃O⁺]. Se l’acido è poco dissociato basta l’approssimazione [H₃O⁺] ≈ √(Ka · c₀), cioè pH ≈ ½ · (pKa − log c₀). Con Ka = 1,74 · 10⁻⁵ (pKa 4,76) e c₀ = 0,1 mol/L il pH esatto è 2,883.

Si eleva 10 alla meno pH: [H⁺] = 10^(−pH) mol/L. Un pH di 3 dà 10⁻³ = 0,001 mol/L, un pH di 5,5 dà 10^(−5,5), circa 3,2 · 10⁻⁶ mol/L. Ogni unità di pH in meno moltiplica la concentrazione per dieci. Il calcolatore lo fa con «Da pH noto» e mostra anche gli ioni OH⁻.

Non è 8: un acido non può rendere basica una soluzione. A questa diluizione gli ioni H₃O⁺ dell’acqua, 10⁻⁷ mol/L, pesano più dell’acido e vanno inclusi: [H₃O⁺] = (c + √(c² + 4 · 10⁻¹⁴)) / 2 = 1,05 · 10⁻⁷ mol/L, quindi pH 6,98. Il calcolatore parte da 0,000001 mol/L, dove questo effetto è ancora trascurabile.

Un acido forte è dissociato per intero, quindi [H₃O⁺] è la concentrazione dell’acido per i protoni che cede, e pH = −log [H₃O⁺]. Una soluzione 0,1 mol/L di HCl ha pH 1, una 0,01 mol/L ha pH 2. Per l’acido solforico, idealizzato con due protoni, 0,05 mol/L dà [H₃O⁺] = 0,1 mol/L e pH 1.

Si parte dagli ioni ossidrile: [OH⁻] è la concentrazione della base per gli ioni OH⁻ che libera, pOH = −log [OH⁻] e pH = 14 − pOH. Una soluzione 0,01 mol/L di NaOH ha pOH 2 e pH 12; una 0,005 mol/L di Ca(OH)₂ libera 0,01 mol/L di OH⁻ e ha lo stesso pH 12.

Il pH descrive gli ioni idronio, il pOH gli ioni ossidrile: pOH = −log [OH⁻]. Poiché il prodotto ionico dell’acqua è 1,0 · 10⁻¹⁴ mol²/L² a 25 °C, pH + pOH = 14. Una soluzione con pH 12 ha quindi pOH 2.

A 25 °C una soluzione neutra ha pH 7, cioè [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L, come l’acqua pura. Sotto 7 la soluzione è acida, sopra 7 basica. Il punto di neutralità dipende dalla temperatura, perché con essa cambia il prodotto ionico dell’acqua.

Un acido forte come l’acido cloridrico è dissociato per intero e il pH segue direttamente dalla concentrazione. Un acido debole come l’acido acetico (pKa 4,76) è dissociato solo in parte, quindi a pari concentrazione ha un pH più alto: 0,1 mol/L di HCl ha pH 1, 0,1 mol/L di acido acetico pH 2,88.

Diluendo, il pH si avvicina a 7. Se si diluisce di dieci volte un acido forte, il pH sale di 1 (da 1 a 2); in una base forte scende di 1. In un acido debole sale di circa 0,5, perché diluendo si dissociano più molecole. La soluzione non diventa mai davvero neutra aggiungendo acqua.

Valori indicativi dalla tabella di Wikipedia: succo gastrico da 2 a 3, limone 2,5, aceto 2,9, succo d’arancia 3,7, caffè 5,0, latte ben conservato da 6,5 a 6,7, acqua distillata 7,0, sangue da 7,35 a 7,45, acqua di mare da 7,7 a 8,3, ammoniaca 11,5. Cambiano da campione a campione.

Con la carta indicatrice o con indicatori come la fenolftaleina si confronta il colore con una scala; con un pHmetro (o piaccametro), che ha un elettrodo a membrana di vetro e si calibra con soluzioni tampone, si misura il potenziale elettrico e lo si converte in pH. Il calcolatore, invece, ricava il valore teorico dalla concentrazione.