Sorensen definí el pH d’una dissolució com el logaritme decimal canviat de signe de la concentració d’ions hidrogen (pH = -log [H+]), i posà a punt un mètode electromètric per a determinar-lo. Tot i que aquest mètode ha restat com a definitiu, el concepte primitiu de pH ha sofert diverses transformacions. Actualment, el pH és definit d’una manera operativa, segons l’equació pHx - pHr = (Ex -Er )/k, en la qual pHx és el pH de la dissolució desconeguda, pHr el de la dissolució de referència, Ex la força electromotriu de la cel·la H2(1 atm)/dissolució x|| elèctrode de referència, Er la força electromotriu de la cel·la H2(1 atm)/dissolució r || elèctrode de referència, i k una constant que depèn de la temperatura. L’elèctrode de referència més emprat és el de calomelans, i el d’hidrogen és usualment substituït per un de vidre. Perquè el pH resti completament definit, hom ha assignat valors de pHr a diverses dissolucions estàndard; una de les més emprades és la 0,05M de ftalat d’hidrogen i potassi, a la qual ha estat assignat un pH de 4,00 a 15°C. El marge usual de pH és comprès entre 1, que correspon aproximadament a una dissolució 0,1N d’àcid clorhídric, i 13, que correspon aproximadament a una dissolució 0,1N d’hidròxid sòdic. El pH d’una dissolució neutra és de 7,0 a 25°C; segons això, les dissolucions que en aquesta temperatura presentin valors pH inferiors a 7,0 seran àcides, mentre que les que presentin valors superiors tindran caràcter bàsic.
m
Química