pH: cos'è e come si leggono acidi e basi sulla scala

Nel 1909 il biochimico danese Søren Sørensen capì che le concentrazioni degli ioni in una soluzione si potevano esprimere con una scala logaritmica, in base 10. Il pH che ne è uscito è un numero senza unità di misura.

Definizione di pH

Il pH esprime la concentrazione degli ioni idrogeno in una soluzione acquosa. Secondo l’EPA è il logaritmo negativo della concentrazione di ioni idrogeno, misurata in mol/L; il logaritmo è in base 10. Ha senso solo per le soluzioni in acqua: l’USGS fa notare che non esiste un pH dell’olio vegetale o dell’alcol.

Secondo l’EPA ciò che si misura davvero è l’attività degli ioni idrogeno, non la concentrazione: la formula con la concentrazione è la versione semplificata.

La formula del pH

La formula è una riga:

pH = -log10 [H+]

Le parentesi quadre indicano la concentrazione in mol/L. Si può anche tornare indietro: dal pH si ricava la concentrazione con [H+] = 10^(-pH). In acqua lo ione H+ non resta libero ma si lega a una molecola d’acqua e forma lo ione idronio, H3O+, ed è per questo che molti testi scrivono [H3O+] al posto di [H+].

Come si legge la scala

Il pH indica acidità o basicità su una scala che di solito va da 0 a 14. Il 7 è il valore neutro, e a 25 °C è il pH dell’acqua pura, perché a quella temperatura il prodotto [H+][OH-] dell’acqua vale 1,00 × 10^-14. Più ioni H+ ci sono, più il pH scende sotto 7 e più la soluzione è acida. Sopra 7 è basica.

Dire che la scala va da 1 a 14 è impreciso: parte da 0. E l’intervallo da 0 a 14 vale di solito, perché il pH può anche uscirne.

Perché ogni numero pesa dieci volte

La scala usa il logaritmo, quindi i numeri vicini descrivono quantità lontane. Una unità di pH in più o in meno cambia la concentrazione di H+ di un fattore 10. Una soluzione a pH 1 ha dieci volte gli ioni H+ di una a pH 2, e quella a pH 2 ne ha dieci volte più di una a pH 3. Per l’USGS un’acqua con pH 5 è dieci volte più acida di una con pH 6.

Esempio pratico: l’acqua che esce da una miniera di carbone abbandonata può avere pH 2. Rispetto a un’acqua neutra le unità di differenza sono cinque, e cinque passaggi da 10 fanno 100.000: quell’acqua è 100.000 volte più acida.

Valori tipici di alcune sostanze

La tabella riporta i valori tipici stampati nel testo di chimica di David Ball. Il testo avverte che i valori reali variano con le condizioni.

Sostanza	pH tipico	Si classifica come
Succo gastrico	1,7	acida
Succo di limone	2,2	acida
Aceto	2,9	acida
Bibita gassata	3,0	acida
Vino	3,5	acida
Caffè nero	5,0	acida
Latte	6,9	appena acida
Acqua pura	7,0	neutra
Sangue	7,4	basica
Latte di magnesia	10,5	basica
Soluzione di ammoniaca	12,5	basica
Soda caustica (NaOH) 1,0 M	14,0	basica

Nella tabella la maggior parte degli alimenti elencati è acida. Il succo gastrico, a pH 1,7, è il più acido del gruppo; sulla digestione nello stomaco c’è un Recap a parte.

Secondo l’USGS la pioggia normale ha pH circa 5,6, leggermente acida per l’anidride carbonica dell’atmosfera. Per il resto del percorso dell’acqua c’è il Recap sul ciclo dell’acqua.

Acidi e basi: le definizioni

Il chimico svedese Svante Arrhenius propose negli anni Ottanta dell’Ottocento le due classi di composti. Per lui un acido, sciolto in acqua, aumenta la concentrazione di ioni H+, e una base produce ioni OH-. La teoria ha un limite: l’ammoniaca (NH3) in acqua libera ioni ossidrile pur non contenendoli, e Arrhenius non lo spiega. Nel 1923 il danese Johannes Brønsted e l’inglese Thomas Lowry, in modo indipendente, diedero una definizione più ampia di acido e base. Un acido è un composto che cede un protone H+ in una reazione, una base è un composto che lo accetta. Ogni acido e ogni base di Arrhenius lo è anche per Brønsted-Lowry, e non viceversa.

Acidi e basi forti e deboli

Gli acidi forti si ionizzano praticamente del tutto in acqua. Tra quelli comuni ci sono HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI e HClO4. Tutti gli altri sono acidi deboli e si ionizzano solo in parte. L’acido acetico è un acido debole e l’ammoniaca una base debole: in acqua si dissociano poco, tipicamente di qualche per cento secondo LibreTexts, a seconda della concentrazione. Tra le basi forti ci sono gli idrossidi dei metalli alcalini, come NaOH e KOH.

Come si misura il pH

Il piaccametro, o pH-metro, usa due elettrodi: uno è immerso in un liquido di pH fisso, l’altro risponde all’acidità del campione. La differenza di tensione tra i due viene convertita in pH. Prima di misurare lo strumento si calibra con una soluzione di pH noto. A scuola o a casa una stima approssimativa si ottiene con la cartina al tornasole.

Un esempio di calcolo guidato

Prendiamo una soluzione con [H3O+] = 1,00 × 10^-7 mol/L. Il logaritmo in base 10 di 10^-7 è -7, e cambiando il segno si ottiene pH 7,00: il valore di una soluzione neutra. Con 1,00 × 10^-8 mol/L il pH è 8,00, quindi la soluzione è basica. La prima contiene dieci volte più ioni idronio della seconda.

Esempio pratico: il testo di Ball propone di classificare tre campioni dal loro pH. Il sangue umano, a 7,4, è basico, l’ammoniaca domestica a 11,0 è basica e le ciliegie a 3,6 sono acide. Un esercizio del corso di Heartland chiede se pH 1,42 sia acido o basico: è minore di 7, quindi acido.

Il corso di Heartland scrive il pH con due decimali.