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Química· Agua

Potencial de hidrógeno (pH) y pOH: escala, indicadores y problemas resueltos

Actualizado el 4 min de lectura 3 ejercicios resueltos

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Decir que una disolución es «muy ácida» o «poco básica» no es preciso. Para medir la acidez se usa el pH (potencial de hidrógeno), un número que normalmente va de 0 a 14 y que se calcula a partir de la concentración de iones hidronio.

La ionización del agua

El agua pura se ioniza muy poco: una pequeñísima parte de sus moléculas forma iones hidronio e hidróxido.

HX2O+HX2O⇌HX3OX++OHX−\ce{H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}

A 25 °C, el producto de las concentraciones de esos iones es siempre constante. Se llama constante del producto iónico del agua:

Kw=[HX3OX+][OHX−]=1×10−14K_w = [\ce{H3O+}][\ce{OH-}] = 1 \times 10^{-14}

En el agua pura las dos concentraciones son iguales:

[HX3OX+]=[OHX−]=1×10−7 M[\ce{H3O+}] = [\ce{OH-}] = 1 \times 10^{-7}\ \text{M}

Los corchetes [  ][\;] indican concentración molar (mol/L).

Definición de pH y pOH

Como estas concentraciones son números muy pequeños, se usa su logaritmo con signo negativo:

pH=−log⁡[HX3OX+]pOH=−log⁡[OHX−]\text{pH} = -\log[\ce{H3O+}] \qquad\qquad \text{pOH} = -\log[\ce{OH-}]

Al aplicar el logaritmo a KwK_w se obtiene una relación muy útil:

pH+pOH=14\text{pH} + \text{pOH} = 14

Y para regresar del pH a la concentración:

[HX3OX+]=10−pH[OHX−]=10−pOH[\ce{H3O+}] = 10^{-\text{pH}} \qquad\qquad [\ce{OH-}] = 10^{-\text{pOH}}

Escala de pH

pHTipo de disoluciónConcentración de iones
Menor que 7Ácida[HX3OX+]>[OHX−][\ce{H3O+}] > [\ce{OH-}]
Igual a 7Neutra[HX3OX+]=[OHX−][\ce{H3O+}] = [\ce{OH-}]
Mayor que 7Básica o alcalina[HX3OX+]<[OHX−][\ce{H3O+}] < [\ce{OH-}]
Escala de pH con ejemplos: ácidos por debajo de 7, neutro en 7 y básicos por encima de 701234567891011121314jugo gástrico (1.5)café (5)bicarbonato (8.3)sosa cáustica (14)sangre (7.4)amoniaco (11.5)ácidoneutrobásico
Escala de pH con ejemplos: ácidos por debajo de 7, neutro en 7 y básicos por encima de 7

Otros valores comunes: limón, 2.2; refresco de cola, 2.5; jitomate, 4.3; leche, 6.6; agua pura, 7; agua de mar, 8; leche de magnesia, 10.5.

La escala es logarítmica: cada unidad de pH representa un cambio de 10 veces en la concentración de hidronio. Una disolución de pH 3 es 10 veces más ácida que una de pH 4 y 1 000 veces más ácida que una de pH 6.

Indicadores ácido-base

Son sustancias, generalmente orgánicas, que cambian de color según el pH. Se usan en pequeñas cantidades.

IndicadorColor en medio ácidoColor en medio básicoCambia alrededor de pH
Anaranjado de metiloRojoAmarillo3.1 a 4.4
Rojo de metiloRojoAmarillo4.4 a 6.2
TornasolRojoAzul5 a 8
Azul de bromotimolAmarilloAzul6.0 a 7.6
FenolftaleínaIncoloraRosa8.2 a 10

El papel indicador universal contiene una mezcla de indicadores y toma un color distinto para cada valor de pH. Para medidas precisas se usa un potenciómetro (pHmetro). En casa, el jugo de col morada funciona como indicador natural: es rojo en ácidos y verde o amarillo en bases.

Problemas resueltos

Ejemplo 1. Calcula el pH de una disolución con [HX+]=4.5×10−7[\ce{H+}] = 4.5 \times 10^{-7} M.

pH=−log⁡(4.5×10−7)=−(log⁡4.5+log⁡10−7)=−(0.65−7)=6.35\text{pH} = -\log(4.5\times10^{-7}) = -(\log 4.5 + \log 10^{-7}) = -(0.65 - 7) = 6.35

Como el pH es menor que 7, la disolución es ligeramente ácida.

Ejemplo 2. En una disolución de NaOH, [OHX−]=2.9×10−4[\ce{OH-}] = 2.9 \times 10^{-4} M. Calcula su pH.

pOH=−log⁡(2.9×10−4)=−(0.46−4)=3.54\text{pOH} = -\log(2.9\times10^{-4}) = -(0.46 - 4) = 3.54

pH=14−3.54=10.46(baˊsica)\text{pH} = 14 - 3.54 = 10.46 \quad \text{(básica)}

Ejemplo 3. ¿Cuál es el pH de una disolución 0.001 M de HCl?

El HCl es un ácido fuerte y se disocia por completo, así que [HX+]=0.001=1×10−3[\ce{H+}] = 0.001 = 1\times10^{-3} M.

pH=−log⁡(10−3)=3\text{pH} = -\log(10^{-3}) = 3

Ejemplo 4. ¿Cuál es el pH de una disolución 0.01 M de KOH?

El KOH es una base fuerte: [OHX−]=1×10−2[\ce{OH-}] = 1\times10^{-2} M.

pOH=2pH=14−2=12\text{pOH} = 2 \qquad \text{pH} = 14 - 2 = 12

Ejemplo 5. El jugo de un limón tiene pH 2. ¿Cuál es su concentración de iones hidronio y de iones hidróxido?

[HX3OX+]=10−2=0.01 M[OHX−]=Kw[HX3OX+]=1×10−141×10−2=1×10−12 M[\ce{H3O+}] = 10^{-2} = 0.01\ \text{M} \qquad [\ce{OH-}] = \frac{K_w}{[\ce{H3O+}]} = \frac{1\times10^{-14}}{1\times10^{-2}} = 1\times10^{-12}\ \text{M}

El pH en la vida diaria

  • La sangre se mantiene entre 7.35 y 7.45; un cambio pequeño pone en riesgo la vida.
  • El estómago tiene un pH de 1.5 a 3.5 por el ácido clorhídrico que ayuda a la digestión.
  • La lluvia ácida tiene un pH menor que 5.6 (consulta la clase de contaminantes del aire).
  • Los suelos ácidos o básicos determinan qué cultivos crecen mejor.
  • El agua de las albercas se mantiene entre 7.2 y 7.6 para que el cloro desinfecte bien sin irritar los ojos.

Comprueba lo aprendido

1. ¿Cuál es el pH de una disolución 1 × 10⁻⁵ M de NaOH?

pOH=5\text{pOH} = 5, así que pH=14−5=9\text{pH} = 14 - 5 = 9.

2. Una sustancia tiene pH 4 y otra pH 6. ¿Cuántas veces más ácida es la primera?

La diferencia es de 2 unidades: 102=10010^2 = 100 veces más ácida.

3. ¿De qué color se pone la fenolftaleína en una disolución de pH 12?

Rosa, porque es un medio básico.

Practica con los ejercicios resueltos de esta unidad:

Ejercicios de pH y concentración de soluciones

Referencias

  • Chang, R. y Goldsby, K. A. (2017). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.
  • Dickson, T. R. (1982). Introducción a la química. Publicaciones Cultural.
  • Colegio Nacional de Matemáticas. Guía práctica para el examen de ingreso a la universidad. Pearson Educación (temario de referencia).

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