Puesto que las
concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones acuosas con frecuencia
son números muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren
Sorensen propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una
disolución se define como el logaritmo
negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L):
pH
= - log [H3O+] pH = - log [H+] (ecuación 1)
Hay que recordar que la ecuación 1 es sólo una definición
establecida para tener números convenientes con los cuales trabajar. El
logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, el cual, de otra
manera, sería negativo debido al pequeño valor de [H+].
Así, el término [H+]
en la ecuación 1 sólo corresponde a
la parte numérica de la expresión
para la concentración del ion hidrógeno, ya que no se puede tomar el logaritmo
de las unidades. Entonces, al igual que la constante de equilibrio, el pH de
una disolución es una cantidad adimensional.
Debido a que el pH sólo
es una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las disoluciones
ácidas y básicas a 25°C se identifican por sus valores del pH, como sigue:
Disoluciones
ácidas: [H+] > 1.0 x 10-7 M, pH < 7.00
Disoluciones
básicas: [H+] < 1.0 x 10-7 M, pH > 7.00
Disoluciones
neutras: [H+] = 1.0 x 10-7 M, pH = 7.00
Observe
que el pH aumenta a medida que [H+] disminuye.
Es
probable que algunas veces se proporcione el valor del pH de una disolución y
se pida calcular la concentración del ion H+. En ese caso, se
necesita sacar el antilogaritmo de la ecuación
1 como sigue:
En el laboratorio, el pH
de una disolución se mide con un medidor de pH. Con el logaritmo negativo de la
concentración de iones hidroxilo de una disolución se obtiene una escala de
pOH, análoga a la del pH. Así se define el pOH como:
