Basicità o acidità di una soluzione ovvero il pH

Con il valore del loro prodotto fissato in 1.0 × 10^-14, [H₃O⁺] e [OH^-] sono in genere quantità molto piccole – tipicamente minori di 1 M e spesso molto meno. In queste situazioni risulta utile la notazione esponenziale, ad esempio, [H₃O⁺] = 2.2 × 10^-13 M. Ora però introdurremo un modo ancora più semplice di rappresentare le concentrazioni degli ioni idronio e idrossido. Nell’1909 il biochimico danese Søren Sørensen propose il termine pH per indicare il “potenziale dello ione idrogeno”. Egli definì il pH come il valore negativo del logaritmo di [H⁺]. Ridefinito in termini di [H₃O⁺]*

pH = – log [H₃O⁺]

Ad esempio  in una soluzione di HCl 0.0025 M,
[H₃O⁺] = 2.5 × 10^-3 M        e             pH = -(log 2.5 × 10^-3) = 2.60
Per determinare [H₃O⁺] corrispondente ad un certo valore di pH bisogna fare il calcolo inverso. In una soluzione con un pH = 4.50,
log [H₃O⁺] = -4.50          e             [H₃O⁺] = 10^-4.50 = 3.2 × 10^-5
Si può anche definire la grandezza  pOH

pOH = -log [OH^-]

E si può ricavare un’altra utile espressione prendendo il valore negativo del logaritmo dell’espressione di K_w (25 °C) e introducendo il simbolo pK_w.
K_w = [H₃O⁺][OH^-] = 1.0 × 10^-14
-log K_w = -(log [H₃O⁺][OH^-]) = -log (1.0 × 10^-14)
pK_w = -(log [H₃O⁺] + log [OH^-]) = -(-14.00)
pK_w = -log [H₃O⁺] -log [OH^-] = 14.00

pK_w = pH + pOH = 14.00

Nell’acqua pura [H₃O⁺] = [OH^-] 1.0 × 10^-7 M e il pH = 7.00 . si dice che l’acqua pura e tutte le soluzioni acquose con pH = 7.00 sono a pH neutro. Se il pH è minore di 7.00 la soluzione si dice acida; se invece il pH è superiore a 7.00 la soluzione si dice basica o alcalina.