Calcola il pH dalla concentrazione di H+ - modalità acido forte e acido debole.
pH = −log₁₀[H+]. La modalità acido forte presume dissociazione completa. La modalità acido debole utilizza pH ≈ ½(pKa − log C), valido quando C ≫ Ka (tipicamente 0.01–1 mol/L). La scala mostra il gradiente di colore standard acido → base.
pH è la quantità più utilizzata in chimica, biologia, scienze ambientali e una dozzina di settori industriali (trattamento delle acque, produzione di birra, manutenzione di piscine, analisi del suolo, conservazione alimentare). Quantifica l'acidità o la basicità di una soluzione acquosa su una scala logaritmica 0-14, dove 7 è neutro. Una variazione di 1 unità di pH corrisponde a una variazione di 10 volte nell'attività degli ioni idrogeno — passare da pH 5 a pH 4 moltiplica per dieci l'acidità. La gente sottovaluta costantemente questo aspetto: l'acqua piovana a pH 5,6 (leggermente acida per la CO₂ disciolta) è 100 volte più acida dell'acqua pura a pH 7, e la pioggia acida a pH 4 è 1000 volte più acida. Questo calcolatore gestisce i quattro punti di ingresso comuni: conversione diretta e inversa tra pH e [H⁺], più pH da una concentrazione acida nota in modalità acido forte (dissociazione completa) o acido debole (equilibrio basato su Ka).
L'equazione di base: pH = −log₁₀[H⁺], dove [H⁺] è l'attività degli ioni idrogeno in mol/L.
Modalità acido forte: presume il 100% di dissociazione. [H⁺] = C₀ (concentrazione). pH = −log₁₀(C₀). Esempi: HCl, HNO₃, H₂SO₄ (primo protone).
Modalità acido debole (quando C ≫ Ka): pH ≈ ½(pKa − log C), dove pKa = −log₁₀(Ka). Questa approssimazione trascura il quadratico di equilibrio quando la frazione dissociata è piccola. Per acidi deboli più diluiti (C ≈ Ka), è necessario il quadratico completo [H⁺]² + Ka[H⁺] − Ka·C = 0; l'approssimazione qui introduce un errore del 5-15% in tali casi.
Da [H⁺] a pH: pH = −log₁₀(input).
Da pH a [H⁺]: [H⁺] = 10^(−pH).
Output ausiliari: pOH = 14 − pH (autoionizzazione dell'acqua a 25 °C, K_w = 10⁻¹⁴). [OH⁻] = 10^(−pOH).
Classificazione: pH < 3 fortemente acido; 3-6 acido; 6-7,5 quasi neutro; 7,5-10 basico; > 10 fortemente basico.
Scegliere la modalità: - Concentrazione di acido forte — inserire la concentrazione molare C₀ dell'acido (es. 0,01 mol/L per 0,01 M HCl). - Acido debole (Ka + concentrazione) — inserire sia la costante di dissociazione Ka (es. 1,8e-5 per acido acetico) che la concentrazione. - Da [H⁺] a pH — inserire l'attività di H⁺ in mol/L. - Da pH a [H⁺] — inserire il pH (0-14).
Il pannello dei risultati mostra il pH (titolo), la classificazione, il pOH, le attività di [H⁺] e [OH⁻], più una scala pH colorata graduata in 14 segmenti con un marcatore al valore calcolato (rosso all'estremità acida, viola all'estremità basica, estetica classica della cartina di tornasole).
0,01 mol/L di HCl (acido forte, dissociazione completa).
0,1 mol/L di acido acetico (acido debole, Ka = 1,8 × 10⁻⁵).
Acqua di mare (pH tipico 8,1).
Attività vs concentrazione. Ad alta forza ionica (acqua di mare, acido gastrico, elettroliti concentrati), l'attività di H⁺ differisce dalla sua concentrazione molare per un coefficiente di attività < 1. Il pH è tecnicamente definito sull'attività, non sulla concentrazione. Il calcolo li tratta come uguali (valido per soluzioni diluite, < 0,01 M); a concentrazioni più elevate introdurre una correzione di 0,05-0,3 unità.
Dipendenza dalla temperatura di K_w. L'identità 14 = pH + pOH vale a 25 °C. A 37 °C (temperatura corporea), K_w si sposta e il pH del neutro diventa ~6,8. A 0 °C è ~7,5. Il calcolo usa 25 °C; per il pH biologico (sangue, 7,4 a 37 °C) usare il K_w a 37 °C.
Acido debole diluito rompe l'approssimazione. A C ≈ Ka, la formula ½(pKa − log C) sottostima il pH effettivo perché la frazione dissociata non è più trascurabile. Per C/Ka < 100, risolvere esplicitamente il quadratico.
Acidi poliprotici. H₂SO₄, H₃PO₄, acido citrico, ecc., hanno molteplici valori di Ka (Ka₁, Ka₂, Ka₃). Il calcolo gestisce solo la prima dissociazione. Per H₂SO₄ (Ka₁ molto grande, Ka₂ = 0,01), la seconda ionizzazione conta a basse concentrazioni.
Buffer. La miscelazione di un acido debole con la sua base coniugata crea un buffer (Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA])). Il calcolo non gestisce miscele di buffer.
Deriva della sonda pH. La misurazione del pH nel mondo reale utilizza un elettrodo di vetro che deriva (la calibrazione è importante), è sensibile alla temperatura e ha un'accuratezza di ±0,05 unità in un giorno buono. I misuratori di pH da laboratorio vengono calibrati giornalmente su buffer pH 4,01, 7,00, 10,01.
Idrolisi dei sali. NaCl in acqua dà pH ≈ 7 (nessuna idrolisi). NH₄Cl dà leggermente acido. CH₃COONa dà leggermente basico. Il calcolo non li calcola — richiedono il Ka/Kb dell'acido/base genitore.
Attività dell'acqua = 1. Il calcolo assume implicitamente acqua pura come solvente. In solventi non acquosi (alcoli, DMSO) il pH non è ben definito e l'identità K_w non vale.
pH negativo. Acidi concentrati (12 M HCl) hanno pH < 0. Il calcolo lo permette; la visualizzazione della scala si blocca a 0.
Precisione del logaritmo. JS Math.log10 fornisce ~15 cifre significative, molto più di qualsiasi misuratore di pH; il limite è l'input.