14.2 pH y pOH

Como se ha comentado anteriormente, los iones de hidronio e hidróxido están presentes tanto en el agua pura como en todas las soluciones acuosas, y sus concentraciones son inversamente proporcionales, tal y como determina el producto iónico del agua (K_w). Las concentraciones de estos iones en una solución suelen ser determinantes para las propiedades de esta y el comportamiento químico de sus otros solutos, y se ha desarrollado un vocabulario específico para describir estas concentraciones en términos relativos. Una solución es neutra si contiene concentraciones iguales de iones de hidronio e hidróxido; ácida si contiene una mayor concentración de iones de hidronio que de hidróxido; y básica si contiene una menor concentración de iones de hidronio que de hidróxido.

Un medio habitual para expresar cantidades que pueden abarcar muchos órdenes de magnitud es utilizar una escala logarítmica. Una de estas escalas, muy popular para las concentraciones químicas y las constantes de equilibrio, se basa en la función p, definida como se muestra, donde "X" es la cantidad de interés y "log" es el logaritmo de base 10:

Por lo tanto, el pH de una solución se define como se muestra aquí, donde [H₃O⁺] es la concentración molar del ion de hidronio en la solución:

Reordenando esta ecuación para aislar la molaridad del ion de hidronio se obtiene la expresión equivalente:

Así mismo, la molaridad del ion de hidróxido puede expresarse como una función p, o pOH:

o

Finalmente, la relación entre estas dos concentraciones de iones expresadas como funciones p se deduce fácilmente de la expresión K_w:

A 25 °C, el valor de K_w es de 1,0 $\times$ 10⁻¹⁴, y por tanto:

Como se mostró en el Ejemplo 14.1, la molaridad del ion de hidronio en el agua pura (o en cualquier solución neutra) es de 1,0 $\times$ 10⁻⁷ M a 25 °C. Por tanto, el pH y el pOH de una solución neutra a esta temperatura son:

Así pues, a esta temperatura, las soluciones ácidas son las que tienen molaridades de iones de hidronio superiores a 1,0 $\times$ 10⁻⁷ M y molaridades de iones de hidróxido inferiores a 1,0 $\times$ 10⁻⁷ M (correspondiente a valores de pH inferiores a 7,00 y de pOH superiores a 7,00). Las soluciones básicas son las que tienen moléculas de iones de hidronio inferiores a 1,0 $\times$ 10⁻⁷ M y molaridades de iones de hidróxido superiores a 1,0 $\times$ 10⁻⁷ M (correspondiente a valores de pH superiores a 7,00 y de pOH inferiores a 7,00).

Dado que la constante de autoionización K_w depende de la temperatura, estas correlaciones entre los valores de pH y los adjetivos ácido/neutral/básico serán diferentes a temperaturas distintas de 25 °C. Por ejemplo, el ejercicio "Compruebe su aprendizaje" que acompaña al Ejemplo 14.1 mostró que la molaridad de hidronio del agua pura a 80 °C es de 4,9 $\times$ 10⁻⁷ M, lo que corresponde a valores de pH y pOH de:

A esta temperatura, entonces, las soluciones neutras presentan un pH = pOH = 6,31, las soluciones ácidas presentan un pH inferior a 6,31 y un pOH superior a 6,31, mientras que las soluciones básicas presentan un pH superior a 6,31 y un pOH inferior a 6,31. Esta distinción puede ser importante a la hora de estudiar ciertos procesos que ocurren a otras temperaturas, como las reacciones enzimáticas en organismos de sangre caliente a una temperatura en torno a los 36–40 °C. A menos que se indique lo contrario, se supone que las referencias a los valores de pH son los de 25 °C (Tabla 14.1).

La Figura 14.2 muestra las relaciones entre [H₃O⁺], [OH⁻], pH y pOH para soluciones clasificadas como ácidas, básicas y neutras.

Figura 14.2 Las escalas de pH y pOH representan las concentraciones de H₃O⁺ y OH⁻, respectivamente. Los valores de pH y pOH de algunas sustancias comunes a 25 °C se muestran en este gráfico.

Cómo se interconectan las ciencias

Ciencias ambientales

El agua de lluvia normal tiene un pH entre 5 y 6 debido a la presencia de CO₂ disuelto que forma ácido carbónico:

$${\text{H}}_2\text{O}(l)+{\text{CO}}_2(g)⟶{\text{H}}_2{\text{CO}}_3(aq)$$

$${\text{H}}_2{\text{CO}}_3(aq)\rightleftharpoons {\text{H}}^{\text{+}}(aq)+{\text{HCO}}_3{}^{\text{–}}(aq)$$

La lluvia ácida es el agua de lluvia que tiene un pH inferior a 5, debido a que diversos óxidos no metálicos, como CO₂, SO₂, SO₃, NO y NO₂, se disuelven en el agua y reaccionan con ella para formar no solo ácido carbónico, sino también ácido sulfúrico y ácido nítrico. Aquí se muestra la formación y posterior ionización del ácido sulfúrico:

$${\text{H}}_2\text{O}(l)+{\text{SO}}_3(g)⟶{\text{H}}_2{\text{SO}}_4(aq)$$

$${\text{H}}_2{\text{SO}}_4(aq)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(aq)+{\text{HSO}}_4{}^{\text{–}}(aq)$$

El dióxido de carbono está presente de forma natural en la atmósfera porque la mayoría de los organismos lo producen como producto de desecho del metabolismo. El dióxido de carbono también se forma cuando los incendios liberan el carbono almacenado en la vegetación o en los combustibles fósiles. El trióxido de azufre en la atmósfera se produce de forma natural por la actividad volcánica, pero también se origina por la quema de combustibles fósiles, que tienen trazas de azufre, y por el proceso de "calcinación" de minerales de sulfuros metálicos en los procesos de refinado de metales. Los óxidos de nitrógeno se forman en los motores de combustión interna, donde las altas temperaturas hacen posible que el nitrógeno y el oxígeno del aire se combinen químicamente.

La lluvia ácida es un problema particular en las zonas industriales, donde los productos de la combustión y la fundición se liberan en el aire sin ser despojados de los óxidos de azufre y nitrógeno. En Norteamérica y Europa, hasta la década de 1980, fue responsable de la destrucción de los bosques y los lagos de agua dulce, cuando la acidez de la lluvia acabó con los árboles, dañó el suelo e hizo que los lagos fueran inhabitables para todas las especies, excepto las más tolerantes al ácido. La lluvia ácida también corroe las estatuas y las fachadas de los edificios de mármol y piedra caliza (Figura 14.3). Las normativas que limitan la cantidad de óxidos de azufre y nitrógeno que pueden emitir a la atmósfera la industria y los automóviles han reducido la gravedad de los daños causados por el ácido en los entornos naturales y artificiales de Norteamérica y Europa. Actualmente es un problema creciente en las zonas industriales de China e India.

Para obtener más información sobre la lluvia ácida, visite este sitio web de la Agencia de Protección Ambiental de los EE. UU.

Figura 14.3 (a) La lluvia ácida hace que los árboles sean más susceptibles a la sequía y a las plagas de insectos, y agota los nutrientes del suelo. (b) También corroe las estatuas talladas en mármol o piedra caliza (créditos: a: modificación del trabajo de Chris M Morris; b: modificación del trabajo de "Eden, Janine and Jim"/Flickr).

La acidez de una solución suele evaluarse experimentalmente mediante la medición de su pH. El pOH de una solución no suele medirse, ya que se calcula fácilmente a partir de un valor de pH determinado experimentalmente. El pH de una solución puede medirse directamente con un medidor de pH (Figura 14.4).

Figura 14.4 (a) Un medidor de pH de nivel científico utilizado en un laboratorio puede tener una resolución de 0,001 unidades de pH, una exactitud de ± 0,002 unidades de pH y puede costar más de 1.000 dólares. (b) Un medidor de pH portátil tiene una resolución menor (0,01 unidades de pH), una precisión menor (± 0,2 unidades de pH) y un precio mucho menor (créditos b: modificación del trabajo de Jacopo Werther).

El pH de una solución también puede estimarse visualmente utilizando indicadores de color (Figura 14.5). Los equilibrios ácido-base que permiten el uso de estos colorantes indicadores para las mediciones de pH se describen en una sección posterior de este capítulo.

Figura 14.5 (a) Una solución que contiene una mezcla de colorantes, denominada indicador universal, adquiere diferentes colores en función de su pH. (b) Unas cómodas tiras reactivas, llamadas papel de pH, contienen colorantes indicadores incrustados que producen cambios de color en función del pH cuando entran en contacto con soluciones acuosas (créditos: modificación del trabajo de Sahar Atwa).