El pH es una escala que cuantifica la acidez o alcalinidad de una solución, normalmente posicionada entre 0 y 14. Indica el grado de acidez o alcalinidad de una sustancia: las soluciones más ácidas tienen un pH más bajo y las más alcalinas un pH más alto. Una solución neutra tiene pH 7. Los ácidos tienen un pH inferior a 7 y los álcalis tienen un pH superior a 7. La escala es logarítmica: un cambio de una unidad de pH representa un cambio de diez veces en la concentración de iones H+. Por ejemplo, una solución con pH 3 tiene diez veces más iones H+ que otra con pH 4.

Algunos ejemplos de pH

  • Jugo de limón: pH ≈ 2
  • Vinagre: pH ≈ 2–3
  • Sangre humana: pH ≈ 7.35–7.45
  • Agua de mar: pH ≈ 8.1
  • Jabón: pH ≈ 9–11
  • Ácidos o bases muy concentrados pueden tener pH < 0 o > 14

S.P.L. Sørensen introdujo este concepto en el año 1909. La p corresponde al alemán potenz, que significa potencia o concentración, y la H al ion hidrógeno (H )+.

Definición matemática

La forma más habitual de definir el pH es mediante el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno en la solución:

pH = - log 10 [ H + ] {\displaystyle {\mbox{pH}}=-log _{10}\left[{\mbox{H}^{+}]} {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}

La expresión [H+] indica la concentración de iones H+ (también se escribe [H3O+], la misma concentración de iones de hidronio), medida en moles por litro (también conocida como molaridad).

Sin embargo, la ecuación correcta es en realidad:

pH = - log 10 [ a H + ] {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[a_{mathrm {H^{+}} }\right]} {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[a_{\mathrm {H^{+}} }\right]}

donde a H + {{displaystyle a_{mathrm {H^{}} }}{\displaystyle a_{\mathrm {H^{+}} }} indica la actividad de los iones H+. En soluciones diluidas y en química introductoria, la actividad suele aproximarse por la concentración [H+], de modo que la definición logarítmica con concentración da el mismo valor práctico en la mayoría de los casos.

Actividad frente a concentración

La actividad aH+ considera efectos no ideales debidos a la interacción entre iones (fuerza iónica) y difiere de la concentración real [H+]. En soluciones muy diluidas o cuando la precisión no necesita ser extrema, se usa [H+] en lugar de aH+. En análisis más rigurosos (salmuera, soluciones muy concentradas), hay que corregir mediante coeficientes de actividad.

Medición del pH

  • Potenciómetro (pH-metro): electrodo de vidrio conectado a un medidor que lee el potencial y lo convierte en pH. Requiere calibración con soluciones tampón (pH conocidos) y cuidado en el mantenimiento del electrodo.
  • Indicadores de pH: sustancias que cambian de color en un rango determinado de pH (ej.: tornasol, fenolftaleína). Útiles para aproximaciones y titulaciones.
  • Tiras indicadoras (papel pH): sencillas y rápidas para estimar el pH en campo, con resolución limitada.

Relaciones útiles y temperatura

  • En agua pura a 25 °C, el producto iónico del agua Kw = [H+][OH-] ≈ 1·10-14, por lo que pH + pOH ≈ 14. Esta relación depende de la temperatura (a temperaturas distintas de 25 °C el valor de Kw cambia).
  • Para soluciones amortiguadoras, la ecuación de Henderson–Hasselbalch permite estimar el pH: pH = pKa + log([A-]/[HA]).

Ejemplos de cálculo

  • Si [H+] = 1·10-3 mol/L, pH = 3.
  • Si [H+] = 1·10-7 mol/L, pH = 7 (solución neutra a 25 °C).
  • Si [H+] = 0.01 mol/L = 1·10-2, pH = 2.

Aplicaciones e importancia

El pH es un parámetro crítico en numerosas áreas:

  • Biología: el pH influye en la actividad de enzimas y el funcionamiento celular (ej.: el pH sanguíneo debe mantenerse en márgenes estrechos).
  • Medio ambiente: la acidez del suelo y del agua afecta la vida acuática y la disponibilidad de nutrientes; la lluvia ácida altera ecosistemas.
  • Industria y química: procesos de fabricación, tratamiento de aguas, control de reacciones, y seguridad (sustancias muy ácidas o básicas son corrosivas).
  • Alimentación: conservación y preparación de alimentos dependen del pH (fermentaciones, seguridad microbiológica).

La mayoría de las sustancias tienen un pH en el rango de 0 a 14, aunque las sustancias extremadamente ácidas o alcalinas pueden tener un pH < 0, o un pH > 14.

Las sustancias alcalinas tienen, en lugar de iones de hidrógeno, una concentración de iones de hidróxido (OH-), y la relación entre [H+] y [OH-] está dada por Kw.

En resumen, el pH es una medida logarítmica de la acidez o alcalinidad basada en la concentración o actividad de iones H+, con amplio uso práctico en ciencia, salud, industria y medio ambiente.