Académicamente, el pH se define como el poder del hidrógeno: la concentración de iones de hidrógeno en una solución dada. Por lo tanto, el pH 7 se convierte en una concentración de 10 ^ -7M, con la ecuación pH = -log [H +]. Los iones de hidrógeno son la fuente de acidez de muchos ácidos, siendo el HCl (ácido clorhídrico) el más famoso.
El pH de un ácido estándar depende de dos factores: su concentración y su capacidad para disociarse. Los ácidos fuertes, como el ácido clorhídrico (HCl), pueden disociarse casi por completo para formar H + y Cl-, y la concentración de HCl es prácticamente la misma que H +, lo que lleva al pH. El agua (H2O), por otro lado, es un ácido extremadamente débil, y ~ 18 M de agua (también conocida como agua pura) solo se disociará a una concentración de H + de ~ 10 ^ -7 M – pH 7, o neutralidad. La capacidad de disociarse es la constante de disociación ácida, pKa.
Inversamente, el pOH (el poder del hidróxido), la medida de la basicidad (aunque la basicidad suele ser solo los niveles superiores de la escala de pH) se basa en la concentración de iones de hidróxido. Las bases fuertes como el hidróxido de amonio (NH4OH) se disocian casi por completo, mientras que las más débiles lo hacen menos. Esta capacidad de disociación es pKb.
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Sin embargo, hay ácidos y bases que no dependen de iones de hidrógeno e hidróxido, sino que dependen de electrones. En la definición más moderna pero simplificada, los ácidos se definen como aquellos que pueden aceptar electrones, y las bases pueden donar electrones. La piridina (C5H5N), por ejemplo, tiene un nitrógeno que puede recoger un ion de hidrógeno (o una tira de agua de uno), actuando como base.