La scala del pH fornisce una misura logaritmica della “forza” acida o basica di una soluzione acquosa, in relazione alla concentrazione (più propriamente, all’attività) degli ioni idrossonio \( \mathrm{H_3O^+} \). In modo del tutto analogo a come la temperatura esprime lo stato termico, il pH esprime lo stato acido-base del sistema. Nelle soluzioni diluite a 25 °C, i valori di pH si collocano tipicamente fra 0 (acidità elevata) e 14 (basicità marcata). Il valore intermedio, pH = 7, individua una condizione di neutralità in cui l’effetto acido e quello basico si bilanciano. La (Figura 05.02-01) presenta alcuni esempi di soluzioni acquose e i relativi pH.

Per organizzare le idee, risultano utili le seguenti osservazioni di base:

• l’aggiunta di un acido (donatore di protoni) aumenta \( [\mathrm{H_3O^+}] \) e, di conseguenza, diminuisce \( [\mathrm{OH^-}] \);
• l’aggiunta di una base (accettore di protoni) diminuisce \( [\mathrm{H_3O^+}] \) e aumenta \( [\mathrm{OH^-}] \);
• in condizioni di neutralità, \( [\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH^-}] \);
• per l’acqua a 25 °C vale sempre \( [\mathrm{H_3O^+}]\,[\mathrm{OH^-}] = 1{,}0 \times 10^{-14} \), il cosiddetto prodotto ionico dell’acqua, \( K_\mathrm{w} \);
• in acqua pura a 25 °C, \( [\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 1{,}0 \times 10^{-7} \,\mathrm{mol\,L^{-1}} \), da cui pH = 7,00;
• in soluzioni molto concentrate o in solventi diversi dall’acqua, il pH può assumere valori anche inferiori a 0 o superiori a 14.

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Scala del pH

La scala del pH indica il grado di acidità o basicità di una soluzione. A pH 7 la soluzione è neutra, perché la concentrazione di H₃O⁺ è uguale a quella di OH⁻. Se il pH è minore di 7, la soluzione è acida e prevalgono gli ioni H₃O⁺. Se il pH è maggiore di 7, la soluzione è basica e prevalgono gli ioni OH⁻.

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Il pH può essere determinato in modo approssimato o con elevata precisione. Una stima rapida si ottiene mediante carte indicatrici (indicatori universali), che cambiano colore al variare del pH. Per misure accurate si impiega il pH‑metro: un elettrodo vetroso sensibile a \( \mathrm{H_3O^+} \), accoppiato a un elettrodo di riferimento, rileva una differenza di potenziale elettrico proporzionale al pH secondo l’equazione di Nernst. Lo strumento va calibrato con soluzioni tampone certificate (ad esempio pH 4,00; 7,00; 10,00) per compensare deriva e dipendenza dalla temperatura. La dinamica di risposta dell’elettrodo, a 25 °C, è di circa 59,16 mV per unità di pH. Il principio operativo è illustrato nella (Figura 05.02-02).

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Misura del pH

La misura del pH può essere effettuata con metodi semplici o strumentali. Nel primo caso, una striscia indicatrice cambia colore quando entra in contatto con la soluzione. Il colore ottenuto viene confrontato con una scala standard per stimare il pH in modo approssimato. Con il pH-metro, invece, un sensore rileva un potenziale elettrico proporzionale al pH della soluzione.

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Quando è nota la concentrazione (o, in prima approssimazione per soluzioni diluite, l’attività) degli ioni idrossonio, il pH è definito da:

\( \displaystyle \mathrm{pH} = -\log_{10} a_{\mathrm{H_3O^+}} \approx -\log_{10} [\mathrm{H_3O^+}] \).

In modo analogo, il pOH è definito da:

\( \displaystyle \mathrm{pOH} = -\log_{10} [\mathrm{OH^-}] \).

Le due grandezze sono collegate dal prodotto ionico dell’acqua:

\( \displaystyle \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = \mathrm{p}K_\mathrm{w} \approx 14{,}00 \) a 25 °C.

Quando si conosce \( [\mathrm{OH^-}] \), si ricava il pH passando per \( \mathrm{pOH} \) oppure usando direttamente \( [\mathrm{H_3O^+}] = K_\mathrm{w}/[\mathrm{OH^-}] \). È importante ricordare che \( K_\mathrm{w} \) dipende dalla temperatura; il valore 1,0 × 10⁻¹⁴ vale a 25 °C.

Indicazioni utili per interpretare la scala:

• una soluzione 1,0 M di acido forte (completamente dissociato) ha pH approssimativamente 0;
• una soluzione 1,0 M di base forte presenta pH approssimativamente 14;
• ogni variazione di dieci volte della concentrazione di \( \mathrm{H_3O^+} \) comporta una variazione di 1 unità di pH;
• la diluizione di un acido fa aumentare il pH; la diluizione di una base fa diminuire il pH;
• per soluzioni non ideali o molto concentrate, occorre usare le attività invece delle concentrazioni per evitare errori sistematici.

Esempi numerici:

• se \( [\mathrm{H_3O^+}] = 2{,}5 \times 10^{-3} \,\mathrm{mol\,L^{-1}} \), allora \( \mathrm{pH} = -\log_{10}(2{,}5 \times 10^{-3}) \approx 2{,}60 \);
• se \( [\mathrm{OH^-}] = 3{,}0 \times 10^{-5} \,\mathrm{mol\,L^{-1}} \), allora \( \mathrm{pOH} = 4{,}52 \) e \( \mathrm{pH} = 14{,}00 - 4{,}52 = 9{,}48 \).

Il controllo del pH è un requisito centrale in numerosi contesti scientifici, tecnologici e ambientali, poiché il grado di protonazione delle specie chimiche condiziona equilibrio, cinetica e selettività delle reazioni. Alcuni esempi rappresentativi sono i seguenti:

• Agricoltura: la disponibilità di nutrienti nel suolo (ad esempio fosfati, microelementi) dipende dal pH; pratiche agronomiche e ammendanti vengono adottati per mantenere il terreno nel range ottimale per le colture;
• Fisiologia: il pH ematico è finemente regolato (circa 7,35–7,45); scostamenti anche inferiori a un’unità alterano l’attività enzimatica e l’equilibrio acido‑base, con esiti potenzialmente letali;
• Industria: fermentazioni, galvanica, formulazione di detergenti, trattamento delle superfici e sintesi chimiche richiedono pH controllato per massimizzare resa, purezza e sicurezza di processo;
• Servizi idrici: potabilizzazione e depurazione necessitano di specifici intervalli di pH per ottimizzare coagulazione, disinfezione, adsorbimento e abbattimento degli inquinanti;
• Piogge acide: acido nitrico e acido solforico, generati dall’ossidazione degli ossidi di azoto e di zolfo e poi disciolti nelle precipitazioni, abbassano il pH di acque e suoli, con effetti negativi su ecosistemi acquatici e foreste.

In conclusione, ogni processo che avviene in soluzione acquosa è, in misura variabile, sensibile al pH: misurarlo correttamente e mantenerlo nel valore desiderato è parte integrante di un controllo chimico rigoroso.