Por Kevin Beck Actualizado el 30 de agosto de 2022
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Incluso los más reacios a la ciencia encuentran el término “pH” en la vida cotidiana, desde los anuncios de champú hasta el acuario de su casa. La escala de pH es una herramienta química para cuantificar qué tan ácida o alcalina es una solución y es indispensable en campos que van desde el diagnóstico médico hasta el monitoreo ambiental.
La abreviatura pH significa "potencial del ion hidrógeno". El bioquímico danés Søren Sørensen acuñó el término en 1909, definiéndolo como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración de iones de hidrógeno, [H⁺] . Matemáticamente:
pH = -\log₁₀[H⁺]
Esta relación logarítmica significa que cada cambio de unidad en la escala corresponde a un cambio diez veces mayor en [H⁺]. Una solución con un pH de 5,0 contiene diez veces más iones de hidrógeno que una con un pH de 6,0.
En química, el número de partículas, no su masa, determina la reactividad. Un mol equivale al número de entidades de Avogadro (6,02×10²³). La masa molar de un elemento, que figura en el “cuadro” de su tabla periódica, indica cuántos gramos pesa un mol.
Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) tiene una masa molar de 58,5 g/mol. Al disolver 5,85 g de NaCl en 1 litro de agua se obtiene una solución 0,10 M:
5.85 g ÷ 58.5 g/mol = 0.10 mol
Esta concentración corresponde a 0,10 molL⁻¹ de iones disueltos.
Un logaritmo comprime amplios rangos numéricos en valores manejables. En el contexto del pH, cada década (factor de diez) en la concentración de iones de hidrógeno cambia el pH en una unidad entera. Esta escala es la razón por la cual un pH “neutro” de 7 indica que [H⁺] es igual a [OH⁻] en agua pura.
Los medidores de pH de laboratorio utilizan un electrodo de vidrio que responde a la diferencia de potencial entre la solución de prueba y una referencia de iones de hidrógeno 1 M. El voltaje del electrodo se convierte en un valor de pH mediante curvas de calibración.
Los valores típicos de pH ilustran su importancia:
La sangre contiene bicarbonato (HCO₃⁻), un tampón natural que neutraliza el exceso de iones H⁺ y mantiene el pH cerca de 7,4. Los antiácidos, que aceptan protones, mitigan la acidez del estómago formando moléculas de agua a partir de grupos hidroxilo.
Ejemplo 1: ¿Cuál es el pH de una solución con [H⁺] =4,9×10⁻⁷M?
pH=−log₁₀(4,9×10⁻⁷)=6,31
Ejemplo 2: ¿Qué es [H⁺] en una solución con pH=8,45?
8,45=−log₁₀[H⁺]⇒[H⁺]=10⁻⁸.⁴⁵=3,5×10⁻⁹M
Utilice la Calculadora de pH en línea explorar cómo la identidad y concentración del ácido afectan el pH. Experimente con diferentes ácidos en el menú desplegable y observe cómo un ácido más débil con una molaridad más alta puede producir un pH más bajo que un ácido fuerte diluido.
