Por Tracy McConnell, actualizado el 30 de agosto de 2022

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La escala de pH, que va de 0 a 14, cuantifica la acidez o alcalinidad de una solución. Comprender el pH de una solución es esencial tanto en entornos educativos como en la práctica de laboratorio, ya que nos informa sobre las especies presentes y predice cómo se comportará la solución en reacciones químicas.

Debido a que el pH refleja directamente la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) en el agua, se puede utilizar para calcular la concentración de otros iones en el sistema. Las siguientes ecuaciones proporcionan la base para estos cálculos.

Concentración de pH y hidronio

La relación entre el pH y la concentración de iones hidronio se expresa como:

pH=−log₁₀[H₃O⁺]

Aquí, los corchetes indican molaridad. Cuando se conoce [H₃O⁺], se puede determinar el pH; por el contrario, un pH medido permite calcular [H₃O⁺].

Ejemplo1:Determinar el pH a partir de [H₃O⁺]

En una muestra de 1,0 l de ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M, la concentración de hidronio es 1×10⁻¹M.

pH=−log₁₀(1×10⁻¹)=−(−1)=1,00

Ejemplo2:Determinar [H₃O⁺] a partir del pH

Si una solución tiene un pH de 4,3, al reorganizar la ecuación del pH se obtiene:

[H₃O⁺]=10^−pH=10^−4.3≈5.01×10⁻⁵M

Ejemplo3:Cálculos de bases utilizando el producto iónico del agua

Para soluciones básicas, la concentración de iones hidróxido [OH⁻] se mide más fácilmente. Usando la constante del producto iónico para el agua (K_w=1×10⁻¹⁴ a 25°C), encontramos:

[H₃O⁺]=K_w / [OH⁻]

Con [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M:

1. [H₃O⁺]=(1×10⁻¹⁴) / (4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M

2. pH=−log₁₀(2.5×10⁻⁴)≈3.60

Cifras significativas en los cálculos de pH

Los valores de pH generalmente se informan a la décima o centésima más cercana, lo que refleja la precisión de la medición. Al aplicar el logaritmo, solo los dígitos después del punto decimal se consideran significativos, lo que garantiza la coherencia con la incertidumbre experimental.

Constante de disociación ácida (K_a)

La constante de disociación del ácido cuantifica el grado en que un ácido se ioniza en agua. Los ácidos débiles tienen valores K_a pequeños, lo que significa que la mayor parte del ácido permanece sin disociar, mientras que los ácidos fuertes tienen valores K_a grandes y se ionizan casi por completo.

Ejemplo:El ácido carbónico (H₂CO₃) es un ácido diprótico débil con

H₂CO₃(ac)⇌HCO₃⁻(ac)+H⁺(ac) K_a₁=4.3×10⁻⁷

y un segundo paso de disociación:

HCO₃⁻(ac)⇌CO₃²⁻(ac)+H⁺(ac) K_a₂=4,8×10⁻¹¹

Por el contrario, el ácido nítrico (HNO₃) es un ácido fuerte con K_a≈40, lo que ilustra su disociación casi completa.