PH

En 1909 el químico danés Sørensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logarítmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

${\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{a}}_{H^{+}}\right]}$

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ión hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ión hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H⁺] = 1×10^-7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que : pH = -log[10^-7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo las disoluciones con pH menores a 7 ácidas, y las tiene pH mayores a 7, básicos. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = -log(...)

También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH^-. Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH^- y H⁺, tenemos que:

K_w = [H⁺][OH^-]=10^-14

en donde [H⁺] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH^-] la de iones hidróxido, y K_w es una constante conocida como producto iónico del agua.

Por lo tanto,

log K_w = log [H⁺] + log [OH^-]

-14 = log [H⁺] + log [OH^-]

pOH = -log [OH^-] = 14 + log [H⁺]

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.

También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.

El valor de PH de una solución puede ser estimado si se sabe la concentración de iones H+. Algunos ejemplos:

• Solución acuosa de Ácido clorhídrico (HCl) 0,1M:

Este es un ácido fuerte, por eso se encuentra completamente disociado y se encuentra lo suficientemente diluido para que la actividad sea próxima de la concentración. Así [H⁺]=0,1 M y PH=-log[0,1]=1.

• Solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) 0,1M:

Esta es una base fuerte, por eso se encuentra completamente disociada y se encuentra suficientemente diluida para que la actividad sea próxima de la concentración. Así [OH^-]=0,1 M y pOH=-log[0,1]=1. Luego PH=14-1=13.

• Solución acuosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1M:

Este es un ácido débil, que no está completamente disociado. Por ello se debe determinar primero la concentración de H⁺. Para ácidos débiles se debe tener en cuenta la constante de disociación del ácido:

Ka = [H⁺][A^-] / [HA] La constante de disociación del ácido fórmico tiene un valor de Ka = 1,6 × 10⁻⁴. Así, considerando que [A^-]es igual a x, [HA] ha de ser la parte que no se disoció, o sea 0,1-x. Si despreciáramos la ionización del agua, concluimos que la única fuente de H⁺ es el ácido, así [H⁺]=[A^-]. Sustituyendo las variables se obtiene:

${\displaystyle 1.6\times 10^{-4}={\frac {x^{2}}{0.1-x}}}$

La solución es [H⁺]=x=3,9×10⁻³. A través de la definición del PH, se obtiene PH=-log[3,9×10⁻³]=2,4.

• Acidemia
• Equilibrio ácido-base
• Alcalosis

• Cálculo del pH (in English)