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672 CAPÍTULO 15 Ácidos y bases

Solución Al reordenar la ecuación (15.3) escribimos

1.0 3 10 214
K w
1
[H ] 5 2 5 5 4.0 3 10 212 M
[OH ] 0.0025
2
1
Verifi cación Como [H ] , [OH ], la disolución es básica, como podríamos esperar con
Problemas similares: 15.15, 15.16. base en el análisis previo de la reacción del amoniaco con agua.
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Ejercicio de práctica Calcule la concentración de iones OH en una disolución de HCl
cuya concentración de iones hidrógeno es 1.3 M.

15.3 El pH: una medida de la acidez
2
1
Puesto que las concentraciones de los iones H y OH en disoluciones acuosas con fre-
cuencia son números muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren
1
Sorensen propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una
disolución se defi ne como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno
(en mol/L):
1
1
pH 52log [H 3 O ] o pH 52log [H ] (15.4)
Hay que recordar que la ecuación (15.4) es sólo una defi nición establecida para tener
El pH de disoluciones ácidas concen- números convenientes con los cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona un nú-
tradas puede ser negativo. Por ejem- mero positivo para el pH, el cual, de otra manera, sería negativo debido al pequeño valor
plo, el pH de una disolución de HCl 2.0 1 1
M es de 20.30. de [H ]. Así, el término [H ] en la ecuación (15.4) sólo corresponde a la parte numé-
rica de la expresión para la concentración del ion hidrógeno, ya que no se puede tomar
el logaritmo de las unidades. Entonces, al igual que la constante de equilibrio, el pH de
una disolución es una cantidad adimensional.
Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ion hidró-
geno, las disoluciones ácidas y básicas a 25°C se identifi can por sus valores del pH , como
sigue:
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Disoluciones ácidas: [H ] . 1.0 3 10 M, pH , 7.00
27
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Disoluciones básicas: [H ] , 1.0 3 10 M, pH . 7.00
27
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Disoluciones neutras: [H ] 5 1.0 3 10 M, pH 5 7.00
1
Observe que el pH aumenta a medida que [H ] disminuye.
Es probable que algunas veces se nos proporcione el valor del pH de una disolución
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y se nos pida calcular la concentración del ion H . En ese caso, necesitamos obtener el
antilogaritmo de la ecuación (15.4) como sigue:
1
1
[H 3 O ] 5 10 2pH o [H ] 5 10 2pH (15.5)
Debe recordarse que la defi nición que se acaba de mostrar del pH, así como todos
los cálculos que incluyen concentraciones de disoluciones (expresadas como molaridad o
molalidad) que estudiamos en los capítulos anteriores, están sujetos a cierto error, porque
en ellos se supone, de manera implícita, el comportamiento ideal. En realidad, tanto la
formación de pares iónicos como diversos tipos de interacciones moleculares, pueden
afectar la concentración real de las especies en disolución y, por lo tanto, también los
valores de la constante de equilibrio. Esta situación es análoga a la relación que existe
entre el comportamiento de los gases ideales y el de los gases reales que estudiamos en

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Soren Peer Lauritz Sorensen (1868-1939). Bioquímico danés. Escribió originalmente el símbolo como p H y
designó a la p como “el exponente del ion hidrógeno” (Wasserstoffi onexponent); es la letra inicial de Potenz
(alemán) puissance (francés) y power (inglés). Ahora se acostumbra escribir el símbolo como pH.