La escala de pH
El vinagre de pH 2.4 tiene unas 40 000 veces más iones hidronio por litro que el agua pura de pH 7.
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La cantidad de iones hidronio de una solución puede ir de más de un mol por litro en un ácido fuerte a menos de 10⁻¹⁴ mol por litro en una base fuerte. Escribir todo el tiempo números como 0.0000001 y 0.00000000001 resulta incómodo, así que los químicos usan una escala logarítmica. El pH de una solución es el logaritmo en base 10 de su concentración de iones hidronio, con signo negativo: pH = −log[H₃O⁺]. A la inversa, [H₃O⁺] = 10^(−pH).
Un paso significa multiplicar por diez
El agua pura a 25 °C tiene [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻⁷ M, así que su pH es 7.00. Una solución con [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M tiene pH 3. Esa diferencia de cuatro pasos significa diez por diez por diez por diez: 10 000 veces más hidronio. OpenStax indica para el vinagre una concentración de hidronio de aproximadamente 4 × 10⁻³ M, que corresponde a un pH de 2.4, y para el ácido estomacal, 1.2 × 10⁻³ M y pH 2.92. Como la escala es logarítmica, los cambios que parecen pequeños son grandes. La NOAA informa que el pH del agua superficial del océano ha bajado alrededor de 0.1 desde la revolución industrial y describe esto como un aumento aproximado del 30 por ciento en la acidez.
El pOH y el número 14
La concentración de hidróxido tiene su propio valor p: pOH = −log[OH⁻]. Al tomar el logaritmo de Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴, se obtiene una relación sencilla a 25 °C: pH + pOH = 14.00. Una solución es ácida si [H₃O⁺] es mayor que [OH⁻], lo que significa un pH menor que 7; es neutra si ambas son iguales, con pH 7; y es básica si [OH⁻] es mayor, con pH superior a 7. Por ejemplo, el hidróxido de potasio 0.0125 M produce [OH⁻] = 0.0125 M, de modo que pOH = 1.90 y pH = 14.00 − 1.90 = 12.10.
El valor 7 como pH neutro solo es válido a 25 °C. La autoionización del agua absorbe calor, por lo que aumenta a temperaturas más altas. Kw sube a aproximadamente 5.6 × 10⁻¹³ a 100 °C, y OpenStax calcula que el agua pura a 80 °C tiene pH 6.31. Esa agua sigue siendo neutra, porque [H₃O⁺] y [OH⁻] siguen siendo iguales. Salvo que se indique otra cosa, los valores de pH corresponden a 25 °C.
Dónde se sitúan las sustancias cotidianas
El jugo gástrico tiene un pH cercano a 1.5 y el jugo de lima, cercano a 2; ambos son muy ácidos. El café ronda el 5. El agua de lluvia normal tiene un pH entre 5 y 6 porque el dióxido de carbono del aire se disuelve en ella y forma ácido carbónico; la lluvia con un pH inferior a 5 se llama lluvia ácida. Las soluciones amortiguadoras mantienen la sangre humana muy cerca de 7.4. Del lado básico, una solución 0.1 M de bicarbonato de sodio tiene pH 8.3; la leche de magnesia, aproximadamente 10.5; y el amoníaco 0.1 M, 11.1. Elige cualquiera en el menú del laboratorio para ir a su posición en la escala.
En el laboratorio, el pH se mide con un medidor de pH. Un instrumento de investigación muestra hasta 0.001 unidades de pH; uno portátil económico, alrededor de 0.01, con una exactitud de aproximadamente ±0.2. Para una estimación rápida, los químicos usan colorantes indicadores, el tema de la siguiente unidad.
pH = −log[H₃O⁺]. [H₃O⁺] = 10^(−pH). Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. pH + pOH = 14.
- ¿Cuál es el pH de una solución con [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M?
- ¿Cuántas veces más H₃O⁺ tiene una solución de pH 3 que una de pH 5?
- A 25 °C, una solución tiene pH 9.0. ¿Cuál es su pOH?
- ¿Qué pH tiene el ácido estomacal con [H₃O⁺] = 1.2 × 10⁻³ M?
- KOH 0.0125 M: ¿cuál es el pH?
- Una solución tiene pH 8.3. Es…
- Básica
- Ácida
- Neutra
- No se puede determinar
- El agua pura a 80 °C tiene pH 6.31. Es…
- Neutra
- Ácida
- Básica
- Contaminada
- ¿Por debajo de qué pH se considera ácida la lluvia?
- La sangre tiene pH 7.4. ¿Cuánto vale [H₃O⁺], con una cifra significativa?
- 4 × 10⁻⁸ M
- 7.4 × 10⁻⁷ M
- 1 × 10⁻⁷ M
- 4 × 10⁻⁷ M
- Un ácido fuerte de pH 2.0 se diluye 10 veces. ¿Cuál es el nuevo pH?
- pH = −log[H₃O⁺]; un paso de pH equivale a un factor de 10.
- A 25 °C: pH + pOH = 14; por debajo de 7 es ácido, 7 es neutro y por encima de 7 es básico.
- El pH neutro depende de la temperatura: 6.31 a 80 °C.
Fuentes de este curso (10)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
- 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
- 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
- 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
- 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
- 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
- LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
- PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
- NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.
Fecha de consulta: 2026-10-17