Quimica, 11va Edicion - Raymond Chang-FREELIBROS-705

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15.3 El pH: una medida de la acidez 673
el capítulo 5. Dependiendo de la temperatura, el volumen, la cantidad y el tipo del gas 
presente, la medición de la presión del gas puede diferir de la que se calcula con la ecua-
ción de los gases ideales. De manera semejante, la concentración real o “efectiva” de un 
soluto tal vez no sea la que se espera tomando en cuenta la cantidad de sustancia que 
originalmente se encuentra disuelta en una disolución. De la misma manera que tenemos 
la ecuación de van der Waals , entre otras, para ajustar las diferencias entre el comporta-
miento de gas ideal y el comportamiento no ideal, se cuenta con alternativas para explicar 
el comportamiento no ideal de las disoluciones.
 Una manera es reemplazar el término concentración por el de actividad, que repre-
senta la concentración efectiva. Entonces, estrictamente hablando, el pH de la disolución 
se debe dei nir como
pH 5 2log aH1 (15.6)
donde aH1 es la actividad del ion H
1. Como se mencionó en el capítulo 14 (vea la página 
629), para una disolución ideal, la actividad es numéricamente igual a la concentración. 
En cuanto a disoluciones reales, la actividad por lo general dii ere de la concentración, 
algunas veces de manera apreciable. Una vez que se conoce la concentración del soluto, 
hay formas coni ables basadas en la termodinámica para estimar su actividad, pero los 
detalles no se incluirán en este texto. Por lo tanto, recuerde que el pH medido, excepto 
para disoluciones diluidas, por lo general no es el mismo que el calculado a partir de la 
ecuación (15.4), debido a que la concentración en molaridad del ion H1 no es numérica-
mente igual a su valor de actividad. Aunque continuaremos utilizando la concentración en 
el análisis, es importante saber que este enfoque nos dará sólo una aproximación de los 
procesos químicos que en realidad se presentan en la fase de la disolución.
 En el laboratorio, el pH de una disolución se mide con un medidor de pH (i gura 
15.2). En la tabla 15.1 se muestran los valores del pH de algunos l uidos comunes. Como 
observamos, el pH de los l uidos corporales varía mucho, en virtud de su localización y 
función. El pH bajo (alta acidez ) de los jugos gástricos facilita la digestión, en tanto que 
el pH más alto de la sangre es necesario para el transporte del oxígeno. Estas acciones, 
que dependen del pH, se ejemplii can en la sección “Química en acción” de este capítulo 
y en el 16.
 Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución 
se obtiene una escala de pOH, análoga a la del pH. Así, dei nimos el pOH como
Si tenemos el valor de pOH de una disolución y se nos pide calcular la concentración del 
ion OH2, podemos extraer el antilogaritmo de la ecuación (15.7) como se muestra a con-
tinuación
Figura 15.2 Un medidor del pH 
se utiliza comúnmente en el 
laboratorio para determinar el pH 
de una disolución. A pesar de que 
muchos medidores del pH tienen 
escalas marcadas con valores que 
van de 1 a 14, los valores del pH, 
de hecho, pueden ser menores a 1 
y mayores que 14.
Muestra Valor del pH
Jugo gástrico 1.0-2.0
en el estómago
Jugo de limón 2.4
Vinagre 3.0
Jugo de uva 3.2
Jugo de naranja 3.5
Orina 4.8-7.5
Agua expuesta 5.5
al aire*
Saliva 6.4-6.9
Leche 6.5
Agua pura 7.0
Sangre 7.35-7.45
Lágrimas 7.4
Leche de 10.6
magnesia 
Amoniaco 11.5
doméstico
Los pH de algunos fl uidos 
comunes
Tabla 15.1
* El agua expuesta al aire durante largo 
tiempo absorbe el CO2 atmosférico para 
formar ácido carbónico, H2CO3 .
HOp 5 2log [OH2 )7.51( ]
[OH2] 5 102pOH )8.51(