2.  El pH es el grado de aidez de una sustancia, es decir la
concentración de iones de H + en una solución acuosa, término
(del francés pouvoir hydrogène, 'poder del hidrógeno') el pH
también se expresa a menudo en términos de concentración
de iones hidronio.

4. La concentración de iones H+ indica el grado de acidez, o basicidad, de una
disolución acuosa a 250 C; sin embargo el uso de exponentes no es sencillo y
hace difícil su manejo. Por lo anterior en 1908 el bioquímico danés Sören Peter
Lauritz Sörensen (Havrebjerg9.1.1868, Copenhague 12.2.1939) propuso que en
lugar de concentraciones de ion H+ se usaran sus logaritmos negativos y que
este índice logarítmico se representara por el símbolo pH p=potencia). hoy es
común llamarlo pH (potencial de hidrogeno).La definición original de
Sörensen
establece que:
pH= -log[H+] = log 1/ [H+]
Esta definición matemática solo es valida únicamente para condiciones muy
diluidas donde los iones H+ no se afectan entre sí ni por la presencia de otros

5. pH [ H30+] [ OH-]
0 1.0 0 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1
1 0.1 0 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1
2 0.01 0 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1
3 0.001 0 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1
4 0.0001 0 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1
5 0.00001 0 . 0 0 0 0 0 0 0 0 1
6 0.000001 0 . 0 0 0 0 0 0 0 1
7 0.0000001 0 . 0 0 0 0 0 0 1
8 0.00000001 0 . 0 0 0 0 0 1
9 0.000000001 0 . 0 0 0 0 1
10 0.0000000001 0 . 0 0 0 1
11 0.00000000001 0 . 0 0 1
12 0.000000000001 0 . 0 1
13 0.0000000000001 0 . 1
14 0.00000000000001 1 . 0
Temperatura
(°C)
Kw x 1014 pH
0 0.115 7.47
5 0.185 7.37
10 0.292 7.27
15 0.450 7.17
20 0.681 7.08
24 1.000 7.00
25 1.008 6.99
30 1.469 6.92
35 2.089 6.84
40 2.919 6.77
Datos tomados de Cole (1983).
El producto [H3O+] [OH-] siempre será igual a 10-14
moles/L.

6. Del producto iónico del agua se deduce que las concentraciones de H+
y OHestán
relacionadas de tal modo que conocida una de ellas se obtiene la otra
de forma
inmediata:
OH- = 10-14
H+
Para simplificar el manejo de magnitudes exponenciales se ha
establecido el
concepto de pH. pH es el logaritmo de la concentración de iones H+,
con el signo
cambiado:
pH = -log [H+] => [H+] = 10-pH
Análogamente, se define pOH como el logaritmo de la concentración
de iones
OH-, con el signo cambiado: pH2

8. Los ácidos y bases fuertes se disocian por completo, es decir, la totalidad de los
iones H+ u OH- están en forma libre, y su concentración dependerá de la concentración
del ácido o de la base de donde provienen. En una disolución 10-2 M de H2SO4, por
ejemplo, la concentración efectiva de H+ es 2 x 10-2 M, ya que cada molécula de ácido
sulfúrico libera dos H+. Análogamente, una disolución 10-2 M de Ba(OH)2 será 2 x 10-2
M en OH-, y por tanto [H+] = 5 x 10-13 M (ya que [OH-] [H+] = 10-14).
Los ácidos débiles, entre los que se encuentran casi todos los orgánicos (acético,
butírico, láctico etc.) se disocian parcialmente y por lo tanto, la concentración de sus
iones es menor que la totalidad de sus grupos ionizables. Para calcular el pH de sus
disoluciones habrá que tener en cuenta su grado de disociación (α). Así, en el caso del
ácido acético:
AcH <==> Ac- + H+

10. Cuando uno de los iones de una sal puede reaccionar fácilmente
con el agua, la disolución de la sal no resulta neutra, sino que es
ácida o básica. Esta reacción recibe el nombre de hidrólisis.
Tanto los ácidos como las bases débiles pueden sufrir reacciones
de hidrólisis. El pH de una sal en disolución dependerá de la
naturaleza de los dos iones
que la componen. Las sales de ácidos débiles y bases fuertes
(como el acetato sódico)
producen una disolución de carácter básico, mientras que las
sales de bases débiles y
ácidos fuertes (como el cloruro amónico) producen una
disolución de carácter ácido. Si
la sal está formada por ácido y base débil (cianuro amónico),
hidrolizarán muy poco.

12. Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base también fuerte, el pH
experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia. Tomemos por
ejemplo una disolución 0,1N de HCl. La [H+] es 10-1 M, y el pH=1. Si se añade 0,1N
NaOH, los OH- consumen los H+ para originar agua. Cuando se han neutralizado 9/10
partes del ácido, [H+]=10-2 M y pH=2. Si se han neutralizado 999/1000 partes del ácido,
[H+]=10-4 M y el pH=4. Basta entonces añadir 2/1000 partes de NaOH para neutralizar
todo el ácido y originar un exceso de iones OH-, que estarán a una concentración 10-4 M,
y un pH=10. Estas 2/1000 partes de la base han sido suficientes para conseguir un brusco
cambio en el pH de 6 unidades, mientras que anteriormente, 9/10 partes de base sólo
cambiaban el pH en una unidad. La curva de neutralización es del tipo I-I' en la Figura 2.

13. Para realizar medidas del pH que no necesiten ser muy precisas se
utilizan unas
sustancias llamadas indicadores, que varían reversiblemente de color
al variar el pH del medio en que están disueltas. Para realizar medidas
exactas se utiliza el método
potenciométrico.
Los indicadores suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizan
porque su
molécula neutra tiene un color diferente del que da la forma iónica.
Por lo general, este cambio de color obedece a que la pérdida o
ganancia de un H+ por parte del indicador provoca una
reorganización interna de los enlaces. La fenolftaleína, por ejemplo, se
comporta como un ácido débil que se disocia de la siguiente forma
(Figura 3):
HIn + H2O <===> In- + H3O+
Incoloro rojo

15. El proceso de fotosíntesis puede tener un efecto marcado
sobre el pH del agua. En
aguas conteniendo cantidades relativamente altas de
bicarbonato de calcio [Ca(HCO3)2],
la remoción de CO2 del sistema por actividad fotosintética
ocasiona un aumento en el pH
del agua. Esta situación es ilustrada por la siguiente
ecuación:
Ca(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2
precipitado asimilado