pH y pOH

Soren Sorensen definió el concepto de pH para facilitar el trabajo con las concentraciones de iones H3O+, que son cantidades muy pequeñas en disoluciones acuosas y son exprersadas en potencias negativas de diez. Sorensen propuso:
pH = - log [H3O+]/ 1 mol/l; la expresión 1 mol/l se hace para eliminar las unidades. Por lo tanto se abrevia:
pH = -log [H3O+] o más comunmente como pH = -log [H+].

Si [H+] > 10^-7, el pH < 7 y la solución es ácida.
Si [H+] = 10^-7, el pH es = 7 y la solución es neutra
Si [H+] < 10^-7, el pH > 7 y la solución es básica.

El pOH = -log [OH-]
La escala de pH comienza en 0 y termina en 14; la escala de pOH es inversa, cuando pH =0, pOH =14
cuando pH=14, pOH=0, y cuando pH = 7, pOH =7.

Relación entre pH, pOH y pKw:
Kw = [H][OH], se aplica logaritmo:
logKw = log ([H][OH]) = log [H] + log [OH], se multiplca por -1 y se obtiene:
-log Kw = - (log [H]) + (- log[OH])
si pKw = -logKw, entonces:
pKw = pH + pOH
Dado que pKw= -log (1x10^-14), entonces:
pH + pOH = 14

Neutralización
La neutralización es la reacción entre un ácido y una base. Ejemplo:
HCl (ac) + NaOH (ac) ---------> NaCl (s) +  H2O (l)  (una sal + agua)

¿Por qué hay ácidos más fuertes que otros?
La explicación no es simple porque tiene relación con la electronegatividad y las energías de enlace. Observa el siguiente orden de acidez: HI > HBr > HCl > HF.  Como la energía de enlace aumenta desde HI hasta HF, el HI se disocia más facilmente que HBr y asi sucesivamente. En la siguiente secuencia observa como cambia la acidez: HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
Como el oxígeno es más electronegativo que el cloro, mientras más átomos de oxígeno tenga la molécula, el enlace O-H es más polar.