Quimica, 11va Edicion - Raymond Chang-FREELIBROS-704

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672 CAPÍTULO 15 Ácidos y bases
15.3 El pH: una medida de la acidez
Puesto que las concentraciones de los iones H1 y OH2 en disoluciones acuosas con fre-
cuencia son números muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren 
Sorensen1 propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una 
disolución se dei ne como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno 
(en mol/L):
Hay que recordar que la ecuación (15.4) es sólo una dei nición establecida para tener 
números convenientes con los cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona un nú-
mero positivo para el pH, el cual, de otra manera, sería negativo debido al pequeño valor 
de [H1]. Así, el término [H1] 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 identii can por sus valores del pH , como 
sigue:
 Disoluciones ácidas:
 Disoluciones básicas:
 Disoluciones neutras: 
Observe que el pH aumenta a medida que [H1] disminuye.
 Es probable que algunas veces se nos proporcione el valor del pH de una disolución 
y se nos pida calcular la concentración del ion H1. En ese caso, necesitamos obtener el 
antilogaritmo de la ecuación (15.4) como sigue:
 Debe recordarse que la dei 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 
Problemas similares: 15.15, 15.16.
Solución Al reordenar la ecuación (15.3) escribimos
Verii cación Como [H1] , [OH2], la disolución es básica, como podríamos esperar con 
base en el análisis previo de la reacción del amoniaco con agua.
Ejercicio de práctica Calcule la concentración de iones OH2 en una disolución de HCl 
cuya concentración de iones hidrógeno es 1.3 M.
[H1] 5
Kw
[OH2]
5
1.0 3 10214
0.0025
5 4.0 3 10212 M
El pH de disoluciones ácidas concen-
tradas puede ser negativo. Por ejem-
plo, el pH de una disolución de HCl 2.0 
M es de 20.30.
pH 5 2log [H3O
1] o pH 5 2log [H1] (15.4)
[H1] . 1.0 3 1027 M, pH , 7.00
[H1] , 1.0 3 1027 M, pH . 7.00
[H1] 5 1.0 3 1027 M, pH 5 7.00
[H3O
1] 5 102pH o [H1] 5 102pH (15.5)
1 Soren Peer Lauritz Sorensen (1868-1939). Bioquímico danés. Escribió originalmente el símbolo como pH y 
designó a la p como “el exponente del ion hidrógeno” (Wasserstofi onexponent); es la letra inicial de Potenz 
(alemán) puissance (francés) y power (inglés). Ahora se acostumbra escribir el símbolo como pH.