PH
English: PH

El pH en fase acuosa en la vida cotidiana:[1]
SustanciapH aproximado
Ácido clorhídrico (1 mol/L)
0
Drenaje ácido de minas (AMD)
<1.0
Ácido de una batería
<1.0
Ácido gástrico
2.0
Zumo de limón
2.4-2.6
Bebida de cola[2]
2.5
Vinagre
2.5-2.9
Jugo de naranja o de manzana
3.5
Cerveza
4.5
Café
5.0
5.5
Lluvia ácida
< 5.6
Leche
6.5
Agua
7.0
Saliva
6.5-7.4
Sangre
7.35-7.45
Agua de mar
8.2
Jabón
9.0-10.3
Lejía (hipoclorito de sodio)
11.5
Cal
12.5
Soda cáustica
14.0

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.[6]

Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo de base 10 o el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Esta expresión es útil para disoluciones que no tienen comportamientos ideales, disoluciones no diluidas. En vez de utilizar la concentración de iones hidrógeno, se emplea la actividad , que representa la concentración efectiva.

El término pH se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1×10−7 M, lo que equivale a: 0.0000001 M y que finalmente es un pH de 7, ya que pH = –log[10−7] = 7.

En disolución acuosa, la escala de pH varía, típicamente, de 0 a 14. Son ácidas las disoluciones con pH menores que 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más iones hidrógeno en la disolución). Por otro lado, las disoluciones alcalinas tienen un pH superior a 7. La disolución se considera neutra cuando su pH es igual a 7, por ejemplo el agua.

Definición

Reacción de autoionización del agua

El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:

Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una disolución p = –log[...]. También se define el pOH, como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido.

Puesto que el agua está adulterada en una pequeña extensión en iones OH y H3O+, se tiene:

Donde:

  • es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14
  • es la concentración de iones hidronio
  • es la concentración de iones hidroxilo

Por lo tanto,

Por lo que se pueden relacionar directamente los valores del pH y del pOH.

En disoluciones no acuosas o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra está relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.