El potencial de hidrógeno (pH) es un índice utilizado ampliamente en química que expresa el grado de acidez o alcalinidad de una disolución acuosa. Es una medida para determinar el grado de alcalinidad o acidez de una disolución, relacionándose con la concentración de iones de hidrógeno presentes. Con el pH determinamos la concentración de hidrogeniones en una disolución.
Orígenes y la Definición Matemática del pH
Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo en base 10 o el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidrógeno. La formula matemática fundamental para calcular el pH es el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:
pH = -log[aH+]
Es decir, una disolución será más ácida cuantos más actividad de «cachitos con cargas positivas» de Hidrógeno exista en ella. El significado exacto de la "p" en «pH» no está del todo claro, aunque se sugiere que significa «poder o potencial de hidrógeno». En general, se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una disolución, p = -log[...].
En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ión hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ión hidrógeno, [H+] o [H3O+]. La notación pH se utiliza universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. Actualmente en química, la notación p se ha extendido a otras situaciones en que se manejan valores muy bajos, como las constantes de disociación ácida, que se expresan como pKa cuando se refieren a ácidos débiles.
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La Escala de pH
En disolución acuosa, la escala de pH varía, típicamente, de 0 a 14. El uno sería el valor más ácido, el 14 el valor más alcalino y el 7 el valor neutro. 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. Es importante señalar que, en disoluciones no acuosas o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro.
Modelado de Ácidos y Bases Débiles
La mayoría de los ácidos son débiles; hay cientos de miles de ellos, mientras que hay menos de una docena de ácidos fuertes. Podemos tratar las soluciones de ácidos débiles de la misma manera general que para los ácidos fuertes. La única diferencia es que ahora debemos tomar en cuenta la “disociación” incompleta del ácido. Comenzaremos con el caso simple del ácido puro en agua, para luego pasar al más general en el que estén presentes sales del ácido. Estas últimas mezclas se conocen como soluciones tampón y son extremadamente importantes en química, fisiología, industria y en el medio ambiente.
Al tratar problemas que involucran ácidos o bases, cuando hablamos de “la concentración”, generalmente nos referimos a la concentración nominal o analítica que comúnmente se denota con Ca. Esto significa que si agregamos 1 mol del ácido puro HA al agua y hacemos que el volumen total sea 1 L, la concentración de equilibrio de la base conjugada A- será menor (a menudo mucho menor) que 1 M/L, mientras que la de HA no disociada será solo ligeramente menor que 1 M/L. La disociación de un ácido débil HA en agua pura produce concentraciones idénticas de sus especies conjugadas. Es importante entender que mientras que Ka para un ácido dado es esencialmente una constante, la proporción de disociación dependerá de la concentración del ácido.
Cálculo del pH en Soluciones de Ácidos Débiles y Aproximaciones
El cálculo del pH de una solución de ácido débil es un tipo de problema muy común en química. Se le da la concentración del ácido, expresada como Ca moles/L, y se le pide que encuentre el pH de la solución. Para predecir el pH, debemos encontrar la concentración de [H+], que a menudo se representa como 'x'. La presencia de términos tanto en 'x' como en 'x2' nos dice que se trata de una ecuación cuadrática.
Sin embargo, podemos simplificar las expresiones de equilibrio asumiendo que el término 'x', que representa la cantidad de ácido disociado, es tan pequeño en comparación con la concentración nominal del ácido Ca que se puede despreciar. Esta aproximación puede ser una gran comodidad porque evita la necesidad de resolver una ecuación cuadrática. La mayoría de las personas que trabajan en el campo de la química práctica nunca encontrarán situaciones en las que esta primera aproximación no sea válida. El consejo habitual es que si esta primera aproximación de 'x' supera el 5 por ciento del valor del que se está restando (por ejemplo, 0.10 M), entonces no se justifica la aproximación.
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Criterios para la Regla del 5% en Cálculos de pH
| Concepto de Aproximación | Criterio | Implicación y Método de Cálculo |
|---|---|---|
| Validez de la Aproximación de 'x' | Si la 'x' calculada es ≤ 5% de la concentración nominal (Ca) | La aproximación es válida; se evita la necesidad de resolver una ecuación cuadrática compleja. |
| Invalidez de la Aproximación de 'x' | Si la 'x' calculada es > 5% de la concentración nominal (Ca) | La aproximación no es justificada; se requiere la solución de la ecuación cuadrática completa o el método de aproximaciones sucesivas para mayor precisión. |
Si se encuentra que la aproximación no cumple con la "regla del 5%", entonces se debe resolver la ecuación cuadrática. Si se puede acceder a un solucionador de ecuaciones cuadráticas en un dispositivo electrónico personal o a través de Internet, esto es rápido e indoloro. De hecho, esto es tan fácil, que mucha gente prefiere evitar por completo la "prueba del 5%" e ir directo a una solución exacta. En el método de aproximaciones sucesivas, se comienza con un valor de [H+] (es decir, x) calculado con la aproximación inicial y luego se sustituye para obtener una segunda aproximación.
Disoluciones Amortiguadoras y Sales
En 1917 Hasselbalch propuso la ecuación pertinente para calcular el pH de disoluciones amortiguadoras. Estas disoluciones contienen como especies predominantes, un par ácido/base conjugado en concentraciones apreciables. La capacidad reguladora que posea la disolución depende de la cantidad presente del ácido débil y su base débil conjugada; mientras mayor sea esta cantidad, mayor será la efectividad de dicha disolución. Que sean ácidos y bases débiles significa que actúan como electrólitos débiles, es decir, no se ionizan por completo en agua.
Las sales de una base fuerte y un ácido débil producen soluciones alcalinas. El proceso de “hidrólisis” significa literalmente “división de agua”, como lo ejemplifica la reacción A- + H2O → HA + OH-. Por lo tanto, una sal de un ácido débil da una solución alcalina, mientras que la de una base débil produce una solución ácida. Si disolvemos una sal de un ácido débil y una base débil en agua, la situación puede complicarse. Un aspecto interesante es que, en ciertos casos, el pH de la solución es aparentemente independiente de la concentración de la sal. Si Ka = Kb, entonces esto siempre es cierto y la solución será neutra, descuidando los efectos de actividad en soluciones de alta fuerza iónica.
Ácidos Polipróticos
Los ácidos polipróticos forman múltiples aniones; aquellos que por sí mismos pueden donar protones, y por lo tanto son anfipróticos, se llaman analitos. En general, podemos esperar que Ka2 para la “segunda ionización” sea menor que Ka1 para el primer paso, porque es más difícil eliminar un protón de una especie que ya está cargada negativamente. Siempre se espera que la extracción de un segundo protón de una molécula que ya porta alguna carga negativa sea menos favorable energéticamente.
Un tratamiento exacto de tal sistema de cuatro incógnitas [H2A], [HA-], [A2-] y [H+] requiere la solución de una ecuación cuártica. Sin embargo, debido a que las constantes de equilibrio sucesivas para la mayoría de los ácidos polipróticos débiles con los que normalmente tratamos disminuyen en varios órdenes de magnitud, generalmente podemos simplificar los cálculos considerando solo el primer paso de ionización.
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