احسب pH من تركيز أيون الهيدروجين، أو تركيز أيون الهيدروجين من pH — مع pOH وتركيز أيون الهيدروكسيد المقابلين.
📂 الكيمياءعبّئ الحقول الموجودة على يمين الصفحة بالقيم المطلوبة، ثم اضغط الزر لرؤية النتيجة فورًا. لا حاجة للتسجيل، ولا تُرسَل أي بيانات لأي خادم — كل الحساب يتم داخل متصفحك مباشرة.
pH مقياس لوغاريتمي يصف حموضة أو قلوية محلول مائي، ويُحسَب من تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] فيه باستخدام المعادلة pH = −log₁₀[H⁺]. يمتد المقياس عمومًا من 0 إلى 14 عند 25°م: القيم دون 7 تشير إلى محلول حمضي، والقيم فوق 7 تشير إلى محلول قلوي (أساسي)، والقيمة 7 بالتحديد تمثّل التعادل (كالماء النقي). يرتبط pH بمقياس مكمّل آخر، pOH (المرتبط بتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻])، من خلال العلاقة الثابتة pH + pOH = 14 عند 25°م، فتعرض هذه الحاسبة القيمتين معًا مع تركيز [OH⁻] المقابل، بالإضافة لتصنيف تلقائي للمحلول (حمضي/قلوي/متعادل). يُستخدَم قياس pH في الكيمياء التحليلية، وعلوم التربة والزراعة، ومراقبة جودة المياه، والعمليات الحيوية والصناعية التي تتطلّب مستوى حموضة محدَّدًا بدقة، حيث حتى الانحرافات الصغيرة عن نطاق pH الأمثل قد تؤثّر بشكل معتبر على معدلات التفاعل الكيميائي ونشاط الإنزيمات ونمو المحاصيل. ويقيس مقياس pH درجة حموضة أو قلوية محلول ما على مقياس لوغاريتمي يتراوح عادة من صفر إلى 14، حيث تشير القيم الأقل من 7 لمحلول حمضي، والأعلى من 7 لمحلول قلوي، بينما تشير القيمة 7 بالضبط لمحلول متعادل كالماء النقي.
الطبيعة اللوغاريتمية لمقياس pH من أهم خصائصه لكنها الأقل تقديرًا غالبًا: كل تغيّر بوحدة واحدة في pH يمثّل تغيّرًا كاملًا بعشر مرات في تركيز أيونات الهيدروجين الفعلي، لا فارقًا صغيرًا نسبيًا كما قد يُشير مقياس خطي.
هذا يعني أن الفارق بين pH 4 وpH 3 يمثّل نفس القفزة العشرية في الحموضة كالفارق بين pH 7 وpH 6، حتى مع أن كليهما يبدو وحدة واحدة على المقياس. محلول عند pH 3 ليس فقط "أكثر حموضة بقليل" من محلول عند pH 4 — هو أكثر تركيزًا بأيونات الهيدروجين بعشر مرات، ومحلول عند pH 2 أكثر تركيزًا بمئة مرة من محلول عند pH 4.
المقياس اللوغاريتمي موجود تحديدًا لأن المدى الفعلي لتراكيز أيونات الهيدروجين الموجودة في المحاليل الشائعة هائل — يمتد عبر رتب حجم كثيرة من الحموض القوية للقواعد القوية — والمقياس اللوغاريتمي يضغط ذلك المدى الواسع في مجموعة أرقام قابلة للإدارة وقابلة للقراءة إنسانيًا من نحو 0 إلى 14، بدلًا من طلب الرموز العلمية بأسس متفاوتة بشدة لكل قياس.
لهذه العلاقة اللوغاريتمية عواقب عملية حقيقية تهم بعيدًا عن الكيمياء الخالصة: في الزراعة، انحراف pH التربة بوحدة أو وحدتين فقط قد يمثّل تغيّرًا من عشر إلى مئة مرة في الحموضة الفعلية، وهو غالبًا كافٍ للتأثير بشكل معتبر على توفّر المغذيات وصحة المحاصيل، ما يفسّر لماذا تُؤخَذ إدارة pH التربة بجدية شديدة في الزراعة على الرغم من أن أرقام pH نفسها تبدو تعديلات صغيرة.
في الأنظمة الحيوية، هذه الحساسية أكثر وضوحًا: يبقى pH الدم البشري عادة ضمن مدى ضيق للغاية (نحو 7.35 إلى 7.45)، وحتى الانحرافات الصغيرة خارج ذلك المدى، مُمثِّلة تغيّرات pH تبدو صغيرة فعليًا لكنها تحوّلات حقيقية ومعتبرة في تركيز أيونات الهيدروجين، قد تُسبِّب مشاكل فسيولوجية جدّية — توضيح صارخ لسبب أهمية فهم الطبيعة اللوغاريتمية لpH بعيدًا كثيرًا عن تمرين صف كيمياء. ويعني كل تغيّر بمقدار وحدة واحدة على مقياس pH تغيّرًا فعليًا بعشر مرات في التركيز الفعلي لأيونات الهيدروجين، بسبب الطبيعة اللوغاريتمية لهذا المقياس، وهذا يفسر شدة تأثير تغيّرات صغيرة تبدو في الرقم المعروض.
قيمة pH تساوي 7 تمثّل محلولًا متعادلًا (لا حمضيًا ولا قاعديًا) عند 25°م، كالماء النقي، حيث يتساوى تركيزا أيوني H⁺ وOH⁻ تمامًا.
لأن تركيزات أيون الهيدروجين في المحاليل الفعلية قد تتفاوت عبر رتب كثيرة من الحجم؛ والمقياس اللوغاريتمي يضغط هذا المدى الهائل في أرقام بسيطة يسهل التعامل معها (عادةً 0-14)، حيث تمثّل كل وحدة صحيحة تغيّرًا بعشر مرات في [H⁺].
في المحاليل المائية عند 25°م، يجمع pH وpOH دائمًا إلى 14 (pH + pOH = 14)، لأن كليهما مُستمَد من نفس توازن تأيّن الماء — معرفة أحدهما تتيح حساب الآخر مباشرة.