Calcoli di $pH$.
Il $pH$ dell'acqua pura in condizioni di equilibrio e' pari a $7$. La presenza di un acido o di una base in soluzione acquosa modifica la concentrazione di ioni idronio e quindi il $pH$. In generale, un acido cedera' protoni all'acqua aumentando la concentrazione di ioni idronio; viceversa, una base acquistera' protoni dall'acqua formando ioni ossidrile e quindi diminuira' la concentrazione degli ioni idronio.

• $pH$ di una soluzione contenente un acido forte.
  Sia $C_0$ la concentrazione iniziale dell'acido $HA$. Siccome l'acido e' forte, esso sara' completamente dissociato. In altre parole, si puo' assumere che la reazione di ionizzazione acida:
  
  $$HA+{H_2O}={H_3O^{+}}+A^-$$
  
  
  sia completa, ovvero che la costante di equilibrio relativa alla reazione sia molto grande ( $K_A\rightarrow\infty$).
  In linea di principio, gli ioni idronio in soluzione provengono sia dalla ionizzazione dell'acido che dall'autoionizzazione dell'acqua. Tuttavia, se $C_0$ non e' molto piccola, la concentrazione di ioni idronio proveniente dall'autoionizzazione dell'acqua puo' essere ragionevolmente trascurata rispetto a quella prodotta dalla ionizzazione dell'acido. Infatti, abbiamo visto che in acqua pura si ha $\ConcOf{{H_3O^{+}}}=1\TimesTenTo{-7}$; inoltre, gli ioni idronio prodotti dalla ionizzazione dell'acido reprimono l'equilibrio di autoionizzazione dell'acqua per il principio di Le Chatelier: ne segue che in presenza dell'acido la concentrazione di ioni idronio provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua e' minore di $1\TimesTenTo{-7}$. Per $C_0>1\TimesTenTo{-5}$, dunque, la concentrazione di ioni idronio provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua e' meno di un centesimo di quella proveniente dalla ionizzazione dell'acido.
  Se l'autoionizzazione dell'acqua puo' essere trascurata, il calcolo del $pH$ e' semplicissimo: dalla stechiometria della reazione (che si puo' assumere completa) si ricava:
  
  $$\ConcOf{{H_3O^{+}}}=C_0$$
  
  
  e quindi: $pH=-\log{C_0}$