La scala del pH
L'aceto a pH 2.4 contiene circa 40 000 volte più ioni idronio per litro dell'acqua pura a pH 7.
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La quantità di ioni idronio in una soluzione può variare da oltre una mole per litro in un acido forte a meno di 10⁻¹⁴ mol per litro in una base forte. Scrivere continuamente numeri come 0.0000001 e 0.00000000001 è scomodo: per questo i chimici usano una scala logaritmica. Il pH di una soluzione è l'opposto del logaritmo in base 10 della concentrazione di ioni idronio: pH = −log[H₃O⁺]. Inversamente, [H₃O⁺] = 10^(−pH).
Un'unità significa dieci volte
L'acqua pura a 25 °C ha [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻⁷ M, quindi il suo pH è 7.00. Una soluzione con [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M ha pH 3. Quella differenza di quattro unità significa dieci per dieci per dieci per dieci: 10 000 volte più ioni idronio. OpenStax indica per l'aceto una concentrazione di idronio di circa 4 × 10⁻³ M, corrispondente a pH 2.4, e per l'acido gastrico 1.2 × 10⁻³ M, cioè pH 2.92. Essendo la scala logaritmica, variazioni apparentemente piccole sono in realtà grandi. La NOAA riferisce che il pH delle acque oceaniche superficiali è diminuito di circa 0.1 dalla rivoluzione industriale e descrive questo cambiamento come un aumento dell'acidità di circa il 30 percento.
Il pOH e il numero 14
Anche la concentrazione di idrossido ha un proprio valore p: pOH = −log[OH⁻]. Applicando il logaritmo a Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ si ottiene un risultato semplice a 25 °C: pH + pOH = 14.00. Una soluzione è acida quando [H₃O⁺] è maggiore di [OH⁻], cioè quando il pH è inferiore a 7; è neutra quando sono uguali, a pH 7; è basica quando [OH⁻] è maggiore, con pH superiore a 7. Per esempio, idrossido di potassio 0.0125 M dà [OH⁻] = 0.0125 M, quindi pOH = 1.90 e pH = 14.00 − 1.90 = 12.10.
Il valore 7 per la neutralità vale solo a 25 °C. L'autoionizzazione dell'acqua assorbe calore, quindi aumenta a temperature maggiori. Kw sale a circa 5.6 × 10⁻¹³ a 100 °C e OpenStax calcola per l'acqua pura a 80 °C un pH di 6.31. Quest'acqua è ancora neutra, perché [H₃O⁺] e [OH⁻] restano uguali. Salvo diversa indicazione, i valori di pH si riferiscono a 25 °C.
Le sostanze quotidiane sulla scala
Il succo gastrico ha pH vicino a 1.5 e il succo di lime vicino a 2: entrambi sono fortemente acidi. Il caffè è intorno a 5. La pioggia normale ha pH compreso tra 5 e 6 perché l'anidride carbonica dell'aria vi si scioglie formando acido carbonico; sotto pH 5 si parla di pioggia acida. Il sangue umano è mantenuto molto vicino a 7.4 dai sistemi tampone. Sul versante basico, una soluzione 0.1 M di bicarbonato di sodio misura 8.3, il latte di magnesia circa 10.5 e l'ammoniaca 0.1 M 11.1. Scegli una di queste sostanze dal menu del laboratorio per raggiungere la sua posizione sulla scala.
In laboratorio il pH si misura con un pHmetro. Uno strumento da ricerca legge fino a 0.001 unità di pH; un modello portatile economico arriva a circa 0.01, con un'accuratezza di circa ±0.2. Per una stima rapida i chimici usano coloranti indicatori, argomento della prossima unità.
pH = −log[H₃O⁺]. [H₃O⁺] = 10^(−pH). Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. pH + pOH = 14.
- Qual è il pH di una soluzione con [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M?
- Quante volte più H₃O⁺ contiene una soluzione a pH 3 rispetto a una a pH 5?
- A 25 °C una soluzione ha pH 9.0. Qual è il suo pOH?
- Qual è il pH dell'acido gastrico con [H₃O⁺] = 1.2 × 10⁻³ M?
- KOH 0.0125 M: qual è il pH?
- Una soluzione ha pH 8.3. È…
- Basica
- Acida
- Neutra
- Impossibile stabilirlo
- L'acqua pura a 80 °C ha pH 6.31. È…
- Neutra
- Acida
- Basica
- Contaminata
- Sotto quale pH la pioggia viene definita acida?
- Il sangue ha pH 7.4. Quanto vale [H₃O⁺], con una cifra significativa?
- 4 × 10⁻⁸ M
- 7.4 × 10⁻⁷ M
- 1 × 10⁻⁷ M
- 4 × 10⁻⁷ M
- Un acido forte a pH 2.0 viene diluito 10 volte. Qual è il nuovo pH?
- pH = −log[H₃O⁺]; una variazione di un'unità di pH corrisponde a un fattore 10.
- A 25 °C: pH + pOH = 14; sotto 7 acido, 7 neutro, sopra 7 basico.
- Il pH neutro dipende dalla temperatura: 6.31 a 80 °C.
Fonti di questo corso (10)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
- 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
- 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
- 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
- 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
- 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
- LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
- PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
- NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.
Consultato il: 2026-10-17