Este documento describe los conceptos fundamentales de pH y cómo calcular el pH de soluciones de ácidos fuertes y débiles. Explica que el pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno y cómo para ácidos fuertes como HCl, la concentración de H+ es igual a la concentración del ácido. Para ácidos débiles, se usa la constante de acidéz Ka y tablas de variaciones molares para determinar las concentraciones de especies e igualar la ecuación de Ka para calcular el pH.

1. Ejercicios de pH
El pH se define como el logaritmo con el signo cambiado de la concentración de iones hidrónio (H3O+).
pH=-log[H3O+]
Pero simplificando pH=-log[H+]
Es importante recalcar que no es posible calcular los valores de pH de soluciones con una
concentración mayor a uno.
El cálculo de pH para soluciones de ácidos fuertes se resuelve fácilmente, recordando que un ácido
fuerte es una sustancia que en disolución acuosa se disocia al 100% esto quiere decir que no queda
prácticamente nada de ácido sin disociar
Ejemplo:
¿Cuál será el pH de una solución de HCl con una concentración 0.1 M?
Como el HCl es un ácido fuerte se observa que:
HCl  H 1Cl −1
es decir que por cada mol de HCl se obtiene un mol de H+ de modo que si la concentración del HCl es
la misma que la de H+
[HCl]=[H+]=0.1M
El problema entonces se reduce a aplicar la fórmula para el cálculo de pH.
pH=-log[H+]
pH=-log(0.1)=1
Cuando se trata de ácidos débiles, a diferencia de los fuertes, nos proporcionan un valor conocido como
Ka, la Ka es una constante de equilibrio, es decir un valor que numérico que me relaciona las
concentraciones presentes en una reacción química que se lleva a cabo en ambas direcciones.
Ejemplo
HA  H 1 A−1 Ka=1.8x 10-5

La constante Ka o constante de acidez, se expresa de la siguiente manera.
 [H −1 ][ A−1 ]
Ka= Donde se puede apreciar que la cantidades que aparecen a la derecha de la
[ HA] 
reacción quedan expresadas en la parte de arriba, y las que aparecen a la izquierda de la reacción
quedan en la parte de abajo.
Esta expresión se refiere específicamente a las concentraciones que tienen cada una de las especies
químicas representadas.
Por ello es muy importante determinar estas concentraciones.

2. Para ello se hace lo que se conoce como tabla de variaciones molares.
La tabla de variaciones molares me permite visualizar que concentraciones se tendrán al término de la
reacción.
En una tabla de variaciones molares se colocan las concentraciones en cada momento de la reacción.
Primero al inicio, es decir antes de que el ácido se disocie.
Después al cambio, es decir, cuando el ácido se disocia
Al equilibrio, esto es cuando se termina el proceso y se llega a un equilibrio.
Por ejemplo
¿Qué pH tiene una solución de ácido etanoico con una concentración de 0.01M si su Ka=1.8x10-5?
1) Planteamos la disociación del ácido, considerando que debido a que me proporcionan un valor
de Ka, es un ácido débil. HA  H 1 A−1 ,

2) A partir de una tabla de variaciones molares, determino la concentración de cada especie.
Proceso
HA H+1 A-1
inicio 0.01 0 0
cambio -X +X +X
equilibrio 0.01-X X X
3) Planteamos la Ka de acidez considerando las concentraciones al equilibrio.
 [ H −1 ][ A−1 ]  [ x ][ x]
Ka= Sustituyendo... Ka= = 1.8x10-5
[ HA]   [0.01− X ] 
4) Despejamos y resolvemos el valor de X, recordando que este valor corresponde con la
concentración de iones H+
1.8x10−5=

[ x ][ x ] 
=
[0.01− X ]  [0.01− X ] 
x2
Si observamos el valor de la Ka es realmente pequeño, por lo seguramente los valores de X
también lo serán. Por ello en la expresión de [0.01-X] , el valor de X es muy pequeño con
respecto a 0.0.1 y puede ser despreciable, de este modo la ecuación se simplifica de la siguiente
manera.
5) x 2= 1.8 x 10−5 0.01  Sacando raíz cuadrada queda: X = 1.8 x 10−50.01 lo cual nos
da...X=4.2 x 10-4 M, que corresponde a la concentración del ion hidrógeno.
6) Aplicando logaritmo inverso, obtenemos el pH
-log(4.2 x 10 -4)= 3.37
Cuando se plantean amortiguamientos, se tiene la base conjugada junto con el ácido, por lo cual esta
solución tiene la capacidad de reaccionar con un ácido o reaccionar con una base, que pudieran venir
del exterior, y neutralizaros, manteniendo el pH dentro de un valor establecido.
Por ejemplo en el caso del ácido acético, si nosotros agregamos acetato, tenemos el par ácido base. El

3. pH de una solución así se calcula con la ecuación de Henderson Hasselbach.
Ejemplo:
Se elabora una solución amortiguadora disolviendo 0.3 moles de ácido acético y 0.3 moles de acetato
de sodio. En un litro de solución. Considerando que el Ka del ácido es de 1.8 x10 -5 ¿Qué pH tiene la
solución?
La ecuación de Henderson Hasselbach. Dice: El pH de una solución amortiguadora es igual al pKa del
ácido mas el logaritmo del cociente de la concentración de la base entre la concentración del ácido.
pH = pKalog  [ Base ]
[ Ácido ] 
sustituyendo los valores de concentraciones y el valor del pKa del ácido...
pH =4.74log  0.3
0.3
=4.74 notese que el cociente de dividir 0.3 entre 0.3 da uno y el logaritmo de
1 es cero por lo que el pH es igual al pKa
pka del ácido = -log Ka = -log(1.8 x 10-5)=4.74