definizione
Il simbolo pH, utilizzato per quantificare l’acidità (e indirettamente la basicità) di una soluzione acquosa, è l’abbreviazione di “potential of hydrogen” (→ potenziale di idrogeno), locuzione creata, nel 1909, dal chimico danese Søren Sørensen, per descrivere la densità degli ioni idrogeno in una sostanza, ovvero la scala del pH misura la concentrazione di protoni (cariche positive) isolati in una sostanza.
Il pH è la scala di misura utilizzata per esprimere il carattere acido o basico di una soluzione: un pH inferiore a 7 (pH < 7) indica una soluzione acida, mentre un pH maggiore di 7 (pH > 7) indica una soluzione basica. Nell’acqua sono presenti ioni di idrogeno (H+) e ioni ossidrili (OH–), derivanti dalla rottura della molecola dell’acqua (H2O): se gli ioni idrogeno e gli ioni ossidrili si equivalgono la soluzione è neutra (pH = 7), condizione tipica dell’acqua pura a 25°C; se prevalgono gli ioni ossidrili OH–) la soluzione è basica o alcalina (pH > 7), se prevalgono gli ioni idrogeno (H+) la soluzione è acida (pH < 7).
L’acidità di una soluzione dipende dalla concentrazione degli ioni H+ in essa contenuti e può variare di molti ordini di grandezza: per comodità, l’acidità si esprime utilizzando l’esponente, cambiato di segno, della potenza del 10 che esprime la concentrazione degli ioni H+; il suo valore si sviluppa su una scala logaritmica che va da 0 a 14, dove 0 indica la massima acidità (sostanza acida o soluzione ricca in ioni H+) e 14 la massima basicità (sostanza basica o alcalina, cioè povera in H+).
In pratica l’operazione matematica che consente di trasformare il numero 10–14 in 14 si chiama logaritmo decimale e si indica con log, pertanto la rappresentazione matematica è –log 10–14 = 14; applicando questa definizione al caso del pH si ottiene:
pH = –log10 [H+]
dove [H+] indica la concentrazione degli ioni H+ espressa in mol·L–1, ovvero il logaritmo naturale negativo (cologaritmo) in base 10 della concentrazione idrogenionica.
Essendo la scala del pH è una scala logaritmica, questo significa che tra un valore di pH e l’altro (per esempio pH 5 e pH 4) c’è una differenza di concentrazione di ioni H+ di 10 volte: questa scala si sviluppa da un valore di zero, massima acidità, ad un valore di 14, massima basicità (o alcalinità); il motivo per il quale si usa una scala logaritmica e non il valore diretto della concentrazione di H+ è di ordine pratico, si ha una semplificazione nella lettura e condivisione dei risultati, oltre che nello svolgimento dei calcoli.
ruolo biologico del pH
In biologia e biochimica, il pH assume un significato fondamentale ai fini dell’attività e della sopravvivenza non solo cellulare, ma dell’intero organismo: determina molte caratteristiche della struttura e dell’attività delle macromolecole (enzimi, acidi nucleici …) e influenza direttamente la respirazione, l’attività renale, la funzionalità eritrocitaria di trasporto dell’ossigeno; le attività vitali sono compatibili solo con minime variazioni del pH dei liquidi biologici intracellulari ed extracellulari.
I fluidi organici posseggono particolari sistemi, detti tamponi acido-base in grado di attenuare le brusche variazioni di pH che si produrrebbero in seguito ad alterazioni metaboliche o della fisiologia della respirazione, o per il contatto diretto con acidi e basi: uno dei principali esempi è il sangue, il cui valore di pH (in individui sani) è strettamente mantenuto fra 7,35 e 7,45 da vari sistemi-tampone.
Se si verifica una riduzione del pH l’organismo si trova in uno stato di acidosi, mentre se il valore aumenta, si parla di alcalosi: nell’organismo umano la maggior parte dei liquidi organici ha valori di pH debolmente alcalini (7,35÷7,45), a eccezione del succo gastrico (1,2÷3,0), dell’urina (4,5÷8,0) e del liquido prostatico (4,5); il pH ha una grande influenza sulle reazioni enzimatiche.
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