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Calcolatore del pH con procedimento passo per passo

Scegli cosa hai: un acido o una base forte o debole con la sua concentrazione – oppure un pH, pOH o una concentrazione da convertire. Ottieni pH, pOH, [H₃O⁺], [OH⁻] e ogni passaggio del calcolo.

mol/L
Valori tabulati a 25 °C (CRC Handbook)
solo valore personalizzato – es. 4,76 o Ka 1,75e-5
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Risultato

pH
2,88
La soluzione è
acida (pH < 7)
Ioni idronio [H₃O⁺]
0,00131 mol/L
pOH
11,12
Ioni idrossido [OH⁻]
7,636 · 10⁻¹² mol/L
Per confronto: approssimazione
pH ≈ 2,88
Grado di dissociazione α
1,31 %
Procedimento passo per passo
  • Prodotto ionico dell’acqua a 25 °C: Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴, quindi pH + pOH = 14.
  • Costante acida: pKa = 4,760 → Ka = 10^(−pKa) = 1,738 · 10⁻⁵
  • Espressione di equilibrio con x = [H₃O⁺] = [A⁻] e [HA] = c − x: Ka = x² / (c − x) → x² + Ka · x − Ka · c = 0 → x = (−Ka + √(Ka² + 4 · Ka · c)) / 2 = (−1,738 · 10⁻⁵ + √(1,738 · 10⁻⁵² + 4 · 1,738 · 10⁻⁵ · 0,1)) / 2 = 0,00131 mol/L
  • pH = −log [H₃O⁺] = −log 0,00131 = 2,883
  • pOH = 14 − pH = 14 − 2,883 = 11,117
  • [OH⁻] = Kw / [H₃O⁺] = 10⁻¹⁴ / 0,00131 = 7,636 · 10⁻¹² mol/L
  • Per confronto, l’approssimazione per x ≪ c: pH ≈ ½ · (pKa − log c) = ½ · (4,760 − log 0,1) = 2,880

Come si calcola

Come si calcola il pH

Il pH è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di ioni idronio: pH = −log [H₃O⁺] (in senso stretto, della sua attività – nelle soluzioni diluite le due sono praticamente uguali). Analogamente pOH = −log [OH⁻]. L’acqua stessa si ionizza in minima parte (autoionizzazione); a 25 °C il prodotto ionico Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴, da cui pH + pOH = 14. Kw varia con la temperatura – ogni calcolo qui assume 25 °C.

Acidi e basi forti

Acidi forti come HCl, HNO₃ o HClO₄ cedono completamente il protone, quindi [H₃O⁺] = c. Esempio: acido cloridrico 0,01 M ha pH = −log 0,01 = 2. Basi forti come NaOH danno [OH⁻] = c: idrossido di sodio 0,001 M ha pOH = 3 e quindi pH = 14 − 3 = 11. Il Ca(OH)₂ cede due OH⁻ per unità formula.

Soluzioni molto diluite: sotto circa 10⁻⁶ mol/L, l’acqua fornisce una quota significativa di H₃O⁺. Il risultato esatto è [H₃O⁺] = (c + √(c² + 4 · Kw)) / 2, per cui HCl 10⁻⁸ M ha pH 6,98 – non 8.

Acido solforico (H₂SO₄): l’opzione "2 – semplificato" tratta entrambi i protoni come completamente ceduti. È solo un’approssimazione, perché il secondo passaggio (HSO₄⁻, pKa ≈ 2) si dissocia solo parzialmente. Il calcolatore lo segnala.

Acidi deboli: soluzione esatta e approssimazione

Un acido debole HA si dissocia solo parzialmente. Con x = [H₃O⁺] = [A⁻], l’espressione di equilibrio Ka = x² / (c − x) porta all’equazione quadratica x² + Ka·x − Ka·c = 0, la cui soluzione è

x = (−Ka + √(Ka² + 4 · Ka · c)) / 2

Se x è molto più piccolo di c, questo si semplifica nella nota approssimazione pH = ½ · (pKa − log c). Esempio: acido acetico, c = 0,1 M, pKa = 4,76: Ka = 10^(−4,76) = 1,738 × 10⁻⁵; x = (−1,738 × 10⁻⁵ + √(3,02 × 10⁻¹⁰ + 6,951 × 10⁻⁶)) / 2 = 1,310 × 10⁻³ M → pH = 2,88. L’approssimazione dà ½ · (4,76 + 1) = 2,88 – funziona qui perché solo circa l’1 % dell’acido si dissocia. Oltre circa il 5 % (acidi deboli piuttosto forti, c molto bassa) si scosta, e il calcolatore mostra un avviso.

Basi deboli

Una base debole B funziona allo stesso modo con Kb e [OH⁻]: x = (−Kb + √(Kb² + 4 · Kb · c)) / 2, poi pOH = −log x e pH = 14 − pOH. Esempio: ammoniaca 0,1 M, pKb = 4,75: esattamente [OH⁻] = 1,325 × 10⁻³ M, pOH = 2,878, pH = 11,12. L’approssimazione pOH = ½ · (4,75 + 1) = 2,875 dà pH 11,125, spesso arrotondato a 11,13. Per una coppia coniugata, pKa + pKb = 14 (NH₄⁺: pKa = 9,25).

Valori pKa e pKb (25 °C)

AcidopKaBasepKb
Acido fosforico H₃PO₄ (1° passaggio)2,16Dimetilammina3,27
Acido fluoridrico HF3,20Metilammina3,34
Acido nitroso HNO₂3,25Etilammina3,35
Acido formico HCOOH3,75Trimetilammina4,20
Acido benzoico4,204Ammoniaca NH₃4,75
Acido acetico CH₃COOH4,756Idrazina N₂H₄5,9
Acido carbonico H₂CO₃ (1° passaggio)6,35Piridina8,77
Acido ipocloroso HOCl7,40Anilina9,4
Acido cianidrico HCN9,21

Fonte: CRC Handbook of Chemistry and Physics, 84ª edizione (2004), come riportato nelle tabelle E1/E2 di Chemistry LibreTexts. Altre fonti riportano valori leggermente diversi a seconda della misura (es. acido acetico 4,75 o 4,76).

Domande frequenti

Come si calcola il pH di un acido forte?

Per un acido monoprotico forte, [H₃O⁺] è uguale alla concentrazione, quindi pH = −log c. HCl 0,01 M ha pH = −log 0,01 = 2; HCl 0,001 M ha pH 3.

Come trovo il pH di un acido debole?

In modo esatto, con la formula quadratica x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2 e pH = −log x. Finché si dissocia meno di circa il 5 %, va bene la scorciatoia pH = ½ · (pKa − log c). Acido acetico 0,1 M: pH ≈ 2,88.

Come converto il pH in pOH e concentrazione?

A 25 °C, pH + pOH = 14, [H₃O⁺] = 10^(−pH) e [OH⁻] = 10^(−pOH). Quindi pH 4 significa [H₃O⁺] = 10⁻⁴ M, pOH = 10 e [OH⁻] = 10⁻¹⁰ M.

Qual è la differenza tra pKa e Ka?

Ka è la costante di dissociazione acida, pKa = −log Ka. Più basso è il pKa, più forte è l’acido. Ka = 1,75 × 10⁻⁵ corrisponde a pKa = 4,76. Il calcolatore accetta entrambi.

Perché l’HCl molto diluito non ha pH 8?

Perché l’acqua stessa fornisce 10⁻⁷ M di H₃O⁺. In HCl 10⁻⁸ M la maggior parte dell’idronio proviene dall’acqua, e il risultato esatto è pH 6,98. Aggiungere un acido non può mai rendere basica una soluzione.

pH + pOH fa sempre 14?

Solo a 25 °C, perché Kw dipende dalla temperatura. A temperature più alte Kw è maggiore e il pH neutro scende sotto 7. Questo calcolatore usa Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴ (25 °C).

Fonti e riferimenti normativi

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