Di Kevin Beck Aggiornato il 30 agosto 2022
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Anche i più avversi alla scienza tra noi incontrano il termine "pH" nella vita di tutti i giorni, dalle pubblicità degli shampoo all'acquario domestico. La scala del pH è uno strumento chimico per quantificare quanto sia acida o alcalina una soluzione ed è indispensabile in campi che vanno dalla diagnostica medica al monitoraggio ambientale.
L'abbreviazione pH sta per “potenziale dello ione idrogeno”. Biochimico danese Søren Sørensen coniò il termine nel 1909, definendolo come il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di ioni idrogeno, [H⁺] . Matematicamente:
pH = -\log₁₀[H⁺]
Questa relazione logaritmica significa che ogni variazione unitaria sulla scala corrisponde a una variazione di dieci volte in [H⁺]. Una soluzione con un pH di 5,0 contiene dieci volte gli ioni idrogeno di una soluzione con un pH di 6,0.
In chimica, il numero di particelle, non la loro massa, determina la reattività. Una mole equivale al numero di Avogadro (6,02×10²³) di entità. La massa molare di un elemento, elencata nella sua "scatola" della tavola periodica, indica quanti grammi pesa una mole.
Ad esempio, il cloruro di sodio (NaCl) ha una massa molare di 58,5 g/mol. Sciogliendo 5,85 g di NaCl in 1 litro di acqua si ottiene una soluzione 0,10 M:
5.85 g ÷ 58.5 g/mol = 0.10 mol
Tale concentrazione corrisponde a 0,10molL⁻¹ di ioni disciolti.
Un logaritmo comprime ampi intervalli numerici in valori gestibili. Nel contesto del pH, ogni decade (fattore dieci) della concentrazione di ioni idrogeno sposta il pH di un'unità intera. Questa scala è il motivo per cui un pH "neutro" pari a 7 indica che [H⁺] è uguale a [OH⁻] nell'acqua pura.
I misuratori di pH da laboratorio utilizzano un elettrodo di vetro che risponde alla differenza di potenziale tra la soluzione da testare e un riferimento di ioni idrogeno 1M. La tensione dell'elettrodo viene convertita in un valore di pH tramite curve di calibrazione.
I valori tipici del pH ne illustrano l'importanza:
Il sangue contiene bicarbonato (HCO₃⁻), un tampone naturale che neutralizza gli ioni H⁺ in eccesso e mantiene il pH vicino a 7,4. Gli antiacidi, che accettano protoni, mitigano l'acidità dello stomaco formando molecole d'acqua da gruppi idrossilici.
Esempio 1: Qual è il pH di una soluzione con [H⁺] =4,9×10⁻⁷M?
pH=−log₁₀(4,9×10⁻⁷)=6,31
Esempio 2: Cos'è [H⁺] in una soluzione con pH=8,45?
8,45=−log₁₀[H⁺]⇒[H⁺]=10⁻⁸.⁴⁵=3,5×10⁻⁹M
Utilizza il calcolatore di pH online per esplorare come l’identità e la concentrazione dell’acido influenzano il pH. Sperimenta acidi diversi nel menu a discesa e osserva come un acido più debole con una molarità più elevata può produrre un pH inferiore rispetto a un acido forte diluito.
