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Generato il: 20 luglio 2026 alle ore 21:34

Calcolatore del pH di acidi e basi forti

Dati di input

Tipo di solutoAcido forte
Concentrazione0,01 M
H⁺ o OH⁻ ionizzabili per unità1

Generato con OneCalc · https://onecalc.app/it/chemistry/strong-acid-base-ph

Chimica

Calcolatore del pH di acidi e basi forti

Calcola il pH e il pOH di un acido forte o di una base forte a partire dalla concentrazione molare. Gestisce acidi e basi poliprotici come H₂SO₄ e Ca(OH)₂ tramite il numero di ioni H⁺ o OH⁻, assumendo dissociazione completa a 25 °C.

Tipo di soluto

Dati di input

≥ 1

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Questa soluzione è fortemente acida: pH basso e alta concentrazione di ioni idrogeno.

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Acidi forti, basi forti e dissociazione completa

Un acido forte o una base forte si ionizza del tutto non appena si scioglie in acqua. Ogni molecola di HCl diventa un H⁺ e un Cl⁻; ogni unità di NaOH diventa un Na⁺ e un OH⁻. Poiché nulla resta non ionizzato, la concentrazione dello ione reattivo è fissata direttamente dalla quantità di soluto aggiunta: non serve alcuna costante di equilibrio. Ecco perché il pH di un acido o di una base forti si ottiene con un solo logaritmo, anziché con l’equazione di secondo grado che gli acidi deboli richiedono.

La formula

Per un acido forte, la concentrazione di ioni idrogeno è pari al numero di protoni ionizzabili per unità di formula, n, moltiplicato per la concentrazione molare C:

[H+]=n CpH=−log⁡10(n C)[\text{H}^+] = n\,C \qquad \text{pH} = -\log_{10}(n\,C)

Per una base forte vale la stessa logica per gli ioni idrossido, e il pH deriva dal prodotto ionico dell’acqua:

[OH−]=n CpOH=−log⁡10(n C)pH=14−pOH[\text{OH}^-] = n\,C \qquad \text{pOH} = -\log_{10}(n\,C) \qquad \text{pH} = 14 - \text{pOH}
SimboloGrandezzaUnità
CConcentrazione dell’acido o della basemol/L (M)
nH⁺ o OH⁻ ionizzabili per unità di formulaadimensionale
pHMisura dell’aciditàadimensionale
pOHMisura della basicitàadimensionale

La relazione pH + pOH = 14 vale a 25 °C, dove il prodotto ionico dell’acqua è Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴.

Il fattore n per acidi e basi poliprotici

Il fattore n tiene conto dei soluti che liberano più di uno ione reattivo. L’acido solforico, H₂SO₄, è diprotico e fornisce due H⁺ per molecola, così una soluzione 0,005 M si comporta come 0,01 M in ioni idrogeno. L’idrossido di calcio, Ca(OH)₂, e l’idrossido di bario, Ba(OH)₂, liberano ciascuno due OH⁻ per unità di formula. Gli acidi monoprotici come HCl e HNO₃, e le basi con un solo idrossido come NaOH e KOH, usano n = 1.

SolutoTipon0,01 M dà
HClacido forte1pH 2,00
H₂SO₄acido forte2pH 1,70
NaOHbase forte1pH 12,00
Ca(OH)₂base forte2pH 12,30

L’acido solforico è solo approssimativamente forte nella sua seconda ionizzazione, perciò trattarlo come pienamente diprotico è un buon modello, ma non esatto, alle concentrazioni più elevate.

Esempio svolto

Qual è il pH dell’acido solforico 0,005 M?

[H+]=n C=2×0.005=0.01 M[\text{H}^+] = n\,C = 2 \times 0.005 = 0.01\ \text{M} pH=−log⁡10(0.01)=2.00\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = 2.00

Allora pOH = 14 − 2,00 = 12,00 e la concentrazione di idrossido è [OH⁻] = 10⁻¹² M. Con un pH ben al di sotto di 7, la soluzione è fortemente acida.

Forte contro debole

Solo una manciata di acidi è forte: HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ e H₂SO₄. Le basi forti comuni sono gli idrossidi del gruppo 1 (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) e gli idrossidi più pesanti del gruppo 2 (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂). Tutto il resto — acido acetico, acido citrico, ammoniaca e simili — è debole e si ionizza solo in parte. Per un acido debole il [H⁺] reale è molto minore di n·C e va ricavato dalla costante di dissociazione Ka. Usare questo calcolatore su un acido debole ne sovrastimerebbe gravemente l’acidità.

Il limite di forte diluizione

La formula semplice presuppone che il soluto fornisca praticamente tutti gli H⁺ o OH⁻, trascurando la piccola quantità che l’acqua apporta da sé. Ciò è sicuro alle concentrazioni di laboratorio abituali. Al di sotto di circa 10⁻⁶ M, però, l’autoionizzazione dell’acqua non è più trascurabile, e un acido forte non può mai portare il pH sopra 7, per quanto sia diluito. Un trattamento rigoroso risolve [H⁺] = C + Kw/[H⁺] insieme al bilancio di carica; nelle soluzioni molto diluite il pH reale è più vicino al neutro di quanto suggerisca −log₁₀(n·C).

Domande frequenti (FAQ)

Come si calcola il pH di un acido forte?

Un acido forte si dissocia completamente in acqua, perciò la concentrazione di ioni idrogeno è pari al numero di protoni ionizzabili per la concentrazione dell’acido: [H⁺] = n·C. Il pH è il logaritmo decimale negativo di quel valore, pH = −log₁₀(n·C). Per esempio, 0,01 M di HCl (n = 1) dà pH = −log₁₀(0,01) = 2. I sette acidi forti comuni sono HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ e H₂SO₄.

Come si trova il pH di una base forte?

Per una base forte si ricava prima il pOH dalla concentrazione di idrossido, pOH = −log₁₀(n·C), e poi si converte in pH con pH = 14 − pOH a 25 °C. Per esempio, 0,01 M di NaOH (n = 1) ha pOH = 2 e pH = 12. Una soluzione 0,01 M di Ca(OH)₂ rilascia due OH⁻ per unità di formula (n = 2), da cui [OH⁻] = 0,02 M, pOH ≈ 1,70 e pH ≈ 12,30.

Cosa inserisco per un acido diprotico come H₂SO₄?

Imposta il numero di H⁺ (o OH⁻) ionizzabili per unità di formula in base al soluto. L’acido solforico H₂SO₄ rilascia due protoni, quindi usa 2: una soluzione 0,005 M si comporta allora come 0,01 M in H⁺ e dà pH 2. Allo stesso modo Ba(OH)₂ e Ca(OH)₂ rilasciano due ioni idrossido, quindi usa 2. Gli acidi monoprotici (HCl, HNO₃) e le basi con un solo idrossido (NaOH, KOH) usano 1.

Funziona per acidi deboli come l’acido acetico?

No. Questo calcolatore assume dissociazione completa, cosa esatta solo per acidi e basi forti. Gli acidi e le basi deboli (acido acetico, ammoniaca e la maggior parte degli acidi organici) si ionizzano solo in parte, perciò il loro [H⁺] reale è molto inferiore a n·C e dipende dalla costante di dissociazione Ka. Per un acido debole si calcola prima [H⁺] da Ka e concentrazione, poi se ne prende il logaritmo negativo.

Perché il pH di HCl 10⁻⁶ M non è esattamente 6?

La formula pH = −log₁₀(n·C) trascura gli H⁺ forniti dall’acqua stessa. Questo contributo è trascurabile alle concentrazioni ordinarie, ma diventa significativo verso 10⁻⁶ M e al di sotto, e un acido forte non può mai portare il pH sopra 7. Un risultato rigoroso si ottiene risolvendo [H⁺] = C + Kw/[H⁺] insieme al bilancio di carica; nelle soluzioni molto diluite il pH reale è più vicino a 7 di quanto preveda la formula semplice.

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