pH

Medida del nivel de acidez o basicidad de una solución acuosa.

Tubos de ensayo que contienen soluciones de pH 1 a 10 coloreados con un indicador.

En química , el pH ( / p iː ˈ eɪ tʃ / pee- AYCH ), también conocido como acidez o basicidad , históricamente denota " potencial del hidrógeno " (o "poder del hidrógeno"). ^[1] Es una escala logarítmica utilizada para especificar la acidez o basicidad de soluciones acuosas . Se mide que las soluciones ácidas (soluciones con concentraciones más altas de iones de hidrógeno ( H ⁺ ) ) tienen valores de pH más bajos que las soluciones básicas o alcalinas .

La escala de pH es logarítmica e indica inversamente la actividad de los iones de hidrógeno en la solución.

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log(a_{{\ce {H+}}})\thickapprox -\log([{\ce {H+}}])}$

donde [H ⁺ ] es la concentración molar de equilibrio (mol/L) de H ⁺ en la solución. A 25  °C (77 °F ), las soluciones con un pH inferior a 7 son ácidas y las soluciones con un pH superior a 7 son básicas. Las soluciones con un pH de 7 a 25  °C son neutras (es decir, tienen la misma concentración de iones H ^{+ que de iones OH-} , es decir, la misma que el agua pura ). El valor neutro del pH depende de la temperatura y es inferior a 7 si la temperatura aumenta por encima de 25 °C. El rango de pH comúnmente se indica entre cero y 14, pero un valor de pH puede ser menor que 0 para ácidos fuertes muy concentrados o mayor que 14 para bases fuertes muy concentradas . ^[2]

La escala de pH es trazable a un conjunto de soluciones estándar cuyo pH se establece por acuerdo internacional. ^[3] Los valores del estándar de pH primario se determinan utilizando una celda de concentración con transferencia midiendo la diferencia de potencial entre un electrodo de hidrógeno y un electrodo estándar como el electrodo de cloruro de plata . El pH de las soluciones acuosas se puede medir con un electrodo de vidrio y un medidor de pH o un indicador que cambia de color . Las mediciones de pH son importantes en química , agronomía , medicina, tratamiento de agua y muchas otras aplicaciones.

Historia

En 1909, el químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen introdujo el concepto de pH en el Laboratorio Carlsberg , ^[4] originalmente usando la notación "p _H• ", con H• como subíndice de la p minúscula. El concepto fue revisado posteriormente en 1924 al pH moderno para acomodar definiciones y mediciones en términos de celdas electroquímicas.

Para el signo p , propongo el nombre 'exponente del ion hidrógeno' y el símbolo p _H• . Entonces, para el exponente del ion hidrógeno (p _H• ) de una solución, se debe entender el valor negativo del logaritmo de Briggs del factor de normalidad del ion hidrógeno relacionado. ^[4]

Sørensen no explicó por qué usó la letra p y el significado exacto de la letra aún está en disputa. ^[5] Sørensen describió una forma de medir el pH utilizando diferencias de potencial , y representa la potencia negativa de 10 en la concentración de iones de hidrógeno. La letra p podría representar la palabra francesa puissance, la alemana Potenz o la danesa potens , todas las cuales significan "poder", o podría significar "potencial". Todas estas palabras comienzan con la letra p en francés , alemán y danés , que eran los idiomas en los que Sørensen publicaba: el Laboratorio Carlsberg era francófono; El alemán era el idioma dominante en las publicaciones científicas; Sørensen era danés. También usó la letra q de la misma manera en otras partes del artículo, y podría haber etiquetado arbitrariamente la solución de prueba "p" y la solución de referencia "q"; Estas letras suelen estar emparejadas. ^[6] Algunas fuentes bibliográficas sugieren que "pH" significa el término latino pondus hidrógenoii (cantidad de hidrógeno) o potentia hidrógenoii (poder del hidrógeno), aunque esto no está respaldado por los escritos de Sørensen. ^{[7] [8] [9]}

En la química moderna , p significa "el logaritmo decimal negativo de ", y se usa en el término p K _a para las constantes de disociación ácida , ^[10] por lo que el pH es "el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones H ⁺ ", mientras que pOH es "el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones OH-".

La bacterióloga Alice Catherine Evans , que influyó en la industria láctea y la seguridad alimentaria , atribuyó a William Mansfield Clark y sus colegas, incluida ella misma, el desarrollo de métodos de medición del pH en la década de 1910, que tuvieron una amplia influencia en el uso industrial y de laboratorio a partir de entonces. En sus memorias, no menciona cuánto o qué poco sabían Clark y sus colegas sobre el trabajo de Sørensen unos años antes. ^[11] Ella dijo:

En estos estudios [sobre el metabolismo bacteriano] la atención del Dr. Clark se dirigió al efecto del ácido sobre el crecimiento de las bacterias. Descubrió que es la intensidad del ácido en términos de concentración de iones de hidrógeno lo que afecta su crecimiento. Pero los métodos existentes para medir la acidez determinaban la cantidad, no la intensidad, del ácido. Luego, con sus colaboradores, el Dr. Clark desarrolló métodos precisos para medir la concentración de iones de hidrógeno. Estos métodos reemplazaron el método de titulación inexacto para determinar el contenido de ácido que se utiliza en los laboratorios biológicos de todo el mundo. También se descubrió que eran aplicables en muchos procesos industriales y de otro tipo en los que se utilizaron ampliamente. ^[11]

El primer método electrónico para medir el pH fue inventado por Arnold Orville Beckman , profesor del Instituto de Tecnología de California en 1934. ^[12] Fue en respuesta a una petición del productor de cítricos local Sunkist , que quería un método mejor para realizar pruebas rápidamente. el pH de los limones que recogían de sus huertos cercanos. ^[13]

Definición

pH

El pH de una solución se define como el logaritmo decimal del recíproco de la actividad del ion hidrógeno , un _H +. ^[14] Matemáticamente, el pH se expresa como:

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H+}}}}}\right)}$

Por ejemplo, para una solución con una actividad de iones de hidrógeno de 5×10 ⁻⁶ (es decir, la concentración de iones de hidrógeno en moles por litro), el pH de la solución se puede calcular de la siguiente manera:

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(5\times 10^{-6})=5.3}$

El concepto de pH se desarrolló porque los electrodos selectivos de iones , que se utilizan para medir el pH, responden a la actividad. El potencial del electrodo, E , sigue la ecuación de Nernst para el ion hidrógeno, que se puede expresar como:

${\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{F}}\ln(a_{{\ce {H+}}})=E^{0}-{\frac {2.303RT}{F}}{\ce {pH}}}$

donde E es un potencial medido, E ⁰ es el potencial del electrodo estándar, R es la constante de los gases , T es la temperatura en Kelvin , F es la constante de Faraday . Para H ⁺ , el número de electrones transferidos es uno. El potencial del electrodo es proporcional al pH cuando el pH se define en términos de actividad.

La medición precisa del pH se presenta en la Norma Internacional ISO 31-8 de la siguiente manera: ^[15] Se configura una celda galvánica para medir la fuerza electromotriz (fem) entre un electrodo de referencia y un electrodo sensible a la actividad del ion hidrógeno cuando están ambos sumergidos en la misma solución acuosa. El electrodo de referencia puede ser un electrodo de cloruro de plata o un electrodo de calomelanos , y el electrodo selectivo de iones de hidrógeno es un electrodo de hidrógeno estándar .

Electrodo de referencia | solución concentrada de KCl || solución de prueba | H2 | _{_} punto

En primer lugar, la celda se llena con una solución de actividad conocida de iones de hidrógeno y se mide la fuerza electromotriz, E _S . Luego se mide la fuerza electromotriz, EX , de la misma celda _{que contiene la solución de pH desconocido.}

${\displaystyle {\ce {pH(X)}}={\ce {pH(S)}}+{\frac {E_{{\ce {S}}}-E_{{\ce {X}}}}{z}}}$

La diferencia entre los dos valores de fuerza electromotriz medidos es proporcional al pH. Este método de calibración evita la necesidad de conocer el potencial del electrodo estándar . La constante de proporcionalidad, 1/ z , es idealmente igual a la "pendiente de Nernstian". ${\displaystyle {\frac {1}{2.303RT/F}}\ }$

En la práctica se utiliza un electrodo de vidrio en lugar del engorroso electrodo de hidrógeno. Un electrodo de vidrio combinado tiene un electrodo de referencia incorporado. Está calibrado frente a soluciones tampón de actividad conocida de iones de hidrógeno ( H ⁺ ) propuestas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada ( IUPAC ). ^[16] Se utilizan dos o más soluciones tampón para tener en cuenta el hecho de que la "pendiente" puede diferir ligeramente de la ideal. Para calibrar el electrodo, primero se sumerge en una solución estándar y la lectura en un medidor de pH se ajusta para que sea igual al valor del tampón estándar. Luego, la lectura de una segunda solución tampón estándar se ajusta usando el control de "pendiente" para que sea igual al pH de esa solución. Se dan más detalles en las recomendaciones de la IUPAC . ^[14] Cuando se utilizan más de dos soluciones tampón, el electrodo se calibra ajustando los valores de pH observados a una línea recta con respecto a los valores del tampón estándar. Las soluciones tampón estándar comerciales suelen venir con información sobre el valor a 25 °C y un factor de corrección a aplicar para otras temperaturas.

La escala de pH es logarítmica y por tanto el pH es una cantidad adimensional . ^[17]

pag[H]

Esta fue la definición original de Sørensen en 1909, ^[18] que fue reemplazada a favor del pH en 1924. [H] es la concentración de iones de hidrógeno, denominada [ H ⁺ ] en la química moderna. Más correctamente, la actividad termodinámica de H ⁺ en solución diluida debería reemplazarse por [ H ⁺ ]/c ₀ , donde la concentración en estado estándar c ₀ = 1 mol/L. Esta relación es un número puro cuyo logaritmo se puede definir.

Es posible medir la concentración de iones de hidrógeno directamente utilizando un electrodo calibrado en términos de concentraciones de iones de hidrógeno. Un método común es valorar una solución de concentración conocida de un ácido fuerte con una solución de concentración conocida de base fuerte en presencia de una concentración relativamente alta de electrolito de fondo. Conociendo las concentraciones de ácido y base, se puede calcular la concentración de iones de hidrógeno y el potencial medido se puede correlacionar con las concentraciones. La calibración se suele realizar mediante un gráfico Gran . ^[19] Este procedimiento hace que la actividad de los iones de hidrógeno sea igual al valor numérico de la concentración.

El electrodo de vidrio (y otros electrodos selectivos de iones ) deben calibrarse en un medio similar al que se está investigando. Por ejemplo, si se desea medir el pH de una muestra de agua de mar, el electrodo debe calibrarse en una solución que se asemeje al agua de mar en su composición química.

La diferencia entre p[H] y pH es bastante pequeña y se ha afirmado que pH = p[H] + 0,04. ^[20] Sin embargo, es una práctica común utilizar el término "pH" para ambos tipos de medición.

pOH

Relación entre pH y pOH. El rojo representa la región ácida. El azul representa la región básica.

El pOH se utiliza a veces como medida de la concentración de iones hidróxido, OH ⁻ . Los valores de pOH se derivan de mediciones de pH. La concentración de iones de hidróxido en el agua está relacionada con la concentración de iones de hidrógeno por

${\displaystyle [{\ce {OH^-}}]={\frac {K_{{\ce {W}}}}{[{\ce {H^+}}]}}}$

donde KW es la constante _de autoionización del agua. Tomando logaritmos ,

${\displaystyle {\ce {pOH}}={\ce {p}}K_{{\ce {W}}}-{\ce {pH}}.}$

Entonces, a temperatura ambiente, pOH ≈ 14 − pH. Sin embargo, esta relación no es estrictamente válida en otras circunstancias, como en las mediciones de la alcalinidad del suelo .

Medición

Indicadores de pH

El pH se puede medir utilizando indicadores, que cambian de color dependiendo del pH de la solución en la que se encuentran. Al comparar el color de una solución de prueba con una tabla de colores estándar, el pH se puede estimar al número entero más cercano. Para mediciones más precisas, el color se puede medir utilizando un colorímetro o espectrofotómetro . Un indicador universal es una mezcla de varios indicadores que pueden proporcionar un cambio de color continuo en un rango de valores de pH, típicamente desde aproximadamente pH 2 hasta pH 10. El papel indicador universal está hecho de papel absorbente que ha sido impregnado con un indicador universal. Un método alternativo para medir el pH es utilizar un medidor de pH electrónico , que mide directamente la diferencia de voltaje entre un electrodo sensible al pH y un electrodo de referencia.

Soluciones no acuosas

Los valores de pH se pueden medir en soluciones no acuosas, pero se basan en una escala diferente a la de los valores de pH acuosos, porque los estados estándar utilizados para calcular las concentraciones de iones de hidrógeno ( actividades ) son diferentes. La actividad del ion hidrógeno, un _{H ⁺} , se define ^{[21] [22]} como:

${\displaystyle a_{{\ce {H+}}}=\exp \left({\frac {\mu _{{\ce {H+}}}-\mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }}{RT}}\right)}$

donde μ _{H ⁺} es el potencial químico del ion hidrógeno, es su potencial químico en el estado estándar elegido, R es la constante de los gases y T es la temperatura termodinámica . Por lo tanto, los valores de pH en las diferentes escalas no se pueden comparar directamente debido a las diferencias en los iones de protones solvatados, como los iones de lyonio, que requieren una escala intersolvente que involucra el coeficiente de actividad de transferencia del ion hidronio/lyonio . ${\displaystyle \mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }}$

El pH es un ejemplo de función de acidez , pero hay otras que se pueden definir. Por ejemplo, la función de acidez de Hammett , H ₀ , se ha desarrollado en relación con los superácidos .

Escala de pH absoluta unificada

En 2010, se propuso un nuevo enfoque para medir el pH, denominado "escala de pH absoluto unificada". Este enfoque permite utilizar un estándar de referencia común en diferentes soluciones, independientemente de su rango de pH. La escala de pH absoluto unificada se basa en el potencial químico absoluto del protón, según lo definido por la teoría ácido-base de Lewis . Esta escala es aplicable a líquidos, gases e incluso sólidos. ^[23] Las ventajas de la escala de pH absoluto unificada incluyen consistencia, precisión y aplicabilidad a una amplia gama de tipos de muestras. Es preciso y versátil porque sirve como estándar de referencia común para mediciones de pH. Sin embargo, los esfuerzos de implementación, la compatibilidad con los datos existentes, la complejidad y los costos potenciales son algunos de los desafíos.

Extremos de las mediciones de pH.

La medición del pH puede resultar difícil en condiciones extremadamente ácidas o alcalinas, como por debajo de pH 2,5 (aprox. 0,003  mol /dm ³ ácido) o por encima de pH 10,5 (por encima de aproximadamente 0,0003 mol/dm ³ alcalino). Esto se debe a la ruptura de la ecuación de Nernst en tales condiciones cuando se utiliza un electrodo de vidrio. Hay varios factores que contribuyen a este problema. En primer lugar, los potenciales de unión líquida pueden no ser independientes del pH. ^[24] En segundo lugar, la alta fuerza iónica de las soluciones concentradas puede afectar los potenciales de los electrodos. A pH alto, el electrodo de vidrio puede verse afectado por un "error alcalino", porque el electrodo se vuelve sensible a la concentración de cationes como Na ⁺ y K ⁺ en la solución. ^[25] Para superar estos problemas, se encuentran disponibles electrodos especialmente construidos.

La escorrentía de las minas o los relaves de las minas pueden producir valores de pH extremadamente bajos. ^[26]

Aplicaciones

El agua pura tiene un pH de 7 a 25°C, lo que significa que es neutra. Cuando un ácido se disuelve en agua, el pH será inferior a 7, mientras que una base , o álcali , tendrá un pH superior a 7. Un ácido fuerte, como el ácido clorhídrico , en una concentración de 1 mol dm ⁻³ tiene un pH de 0, mientras que un álcali fuerte como el hidróxido de sodio , en la misma concentración, tiene un pH de 14. Dado que el pH es una escala logarítmica, una diferencia de uno en el pH equivale a una diferencia diez veces mayor en la concentración de iones de hidrógeno.

La neutralidad no es exactamente 7 a 25°C, pero 7 sirve como una buena aproximación en la mayoría de los casos. La neutralidad ocurre cuando la concentración de iones de hidrógeno ([ H ⁺ ]) es igual a la concentración de iones de hidróxido ([ OH ⁻ ]), o cuando sus actividades son iguales. Dado que la autoionización del agua mantiene el producto de estas concentraciones [ H ⁺ ] × [ OH ⁻ ] = K _w , se puede ver que en la neutralidad [ H ⁺ ] = [ OH ⁻ ] = √ K _w , o pH = pK _con /2. pK _w es aproximadamente 14 pero depende de la fuerza iónica y la temperatura, al igual que el pH de neutralidad. Tanto el agua pura como una solución de NaCl en agua pura son neutras, ya que la disociación del agua produce números iguales de ambos iones. Sin embargo, el pH de la solución neutra de NaCl será ligeramente diferente del del agua pura neutra porque la actividad de los iones de hidrógeno e hidróxido depende de la fuerza iónica , por lo que K _w varía con la fuerza iónica.

Cuando el agua pura se expone al aire, se vuelve ligeramente ácida. Esto se debe a que el agua absorbe dióxido de carbono del aire, que luego se convierte lentamente en bicarbonato e iones de hidrógeno (esencialmente creando ácido carbónico ).

CO
₂+H
₂O ⇌ HCO⁻
₃+H⁺

pH en el suelo

La disponibilidad de elementos nutricionales en el suelo varía con el pH. El color azul claro representa la gama ideal para la mayoría de las plantas.

El Servicio de Conservación de Recursos Naturales del Departamento de Agricultura de los Estados Unidos , anteriormente Servicio de Conservación de Suelos, clasifica los rangos de pH del suelo de la siguiente manera: ^[27]

En Europa, el pH de la capa superior del suelo está influenciado por el material parental del suelo, los efectos de la erosión, el clima y la vegetación. Un mapa reciente ^[28] del pH de la capa superficial del suelo en Europa muestra los suelos alcalinos del Mediterráneo, Hungría, el este de Rumania y el norte de Francia. Los países escandinavos, Portugal, Polonia y el norte de Alemania tienen suelos más ácidos.

pH en plantas

El jugo de limón tiene un sabor amargo porque contiene entre un 5% y un 6% de ácido cítrico y tiene un pH de 2,2 (alta acidez).

Las plantas contienen pigmentos dependientes del pH que pueden usarse como indicadores de pH , como los que se encuentran en el hibisco , la col lombarda ( antocianina ) y las uvas ( vino tinto ). Los cítricos tienen jugo ácido principalmente debido a la presencia de ácido cítrico , mientras que otros ácidos carboxílicos se pueden encontrar en varios sistemas vivos. El estado de protonación de los derivados de fosfato , incluido el ATP , depende del pH. La hemoglobina , una enzima transportadora de oxígeno, también se ve afectada por el pH en un fenómeno conocido como efecto raíz .

pH en el océano

El pH del agua de mar juega un papel importante en el ciclo del carbono del océano . Hay evidencia de una acidificación continua de los océanos (lo que significa una caída en el valor del pH): entre 1950 y 2020, el pH promedio de la superficie del océano cayó de aproximadamente 8,15 a 8,05. ^[29] Las emisiones de dióxido de carbono procedentes de las actividades humanas son la causa principal de la acidificación de los océanos, con niveles de dióxido de carbono (CO 2 ) atmosférico superiores a 410 ppm (en 2020). El CO ₂ de la atmósfera es absorbido por los océanos. Esto produce ácido carbónico (H ₂ CO ₃ ) que se disocia en un ion bicarbonato ( HCO⁻
₃) y un ion hidrógeno (H ⁺ ). La presencia de iones de hidrógeno libres (H ⁺ ) reduce el pH del océano.

Tres escalas de pH en oceanografía

La medición del pH en el agua de mar se complica por las propiedades químicas del agua de mar, y en la oceanografía química existen tres escalas de pH distintas . ^{[30] En términos prácticos, las tres escalas de pH del agua de mar difieren en sus valores de pH hasta 0,10, diferencias que son mucho mayores que la precisión de las mediciones de pH que normalmente se requieren, en particular, en relación con el} sistema de carbonatos del océano . ^[30] Dado que omite la consideración de los iones sulfato y fluoruro, la escala libre es significativamente diferente de la escala total y del agua de mar. Debido a la relativa poca importancia del ion fluoruro, las escalas total y del agua de mar difieren sólo muy ligeramente.

Como parte de su definición operativa de la escala de pH, la IUPAC define una serie de soluciones tampón en un rango de valores de pH (a menudo indicados con la designación de la Oficina Nacional de Estándares (NBS) o del Instituto Nacional de Estándares y Tecnología (NIST). Estas soluciones tienen una fuerza iónica relativamente baja (≈0,1) en comparación con la del agua de mar (≈0,7) y, como consecuencia, no se recomienda su uso para caracterizar el pH del agua de mar, ya que las diferencias en la fuerza iónica provocan cambios en el potencial del electrodo. . Para resolver este problema, se desarrolló una serie alternativa de amortiguadores basados ​​en agua de mar artificial . ^[31] Esta nueva serie resuelve el problema de las diferencias de fuerza iónica entre las muestras y los tampones, y la nueva escala de pH se conoce como escala total , a menudo denominada pH _T. La escala total se definió utilizando un medio que contenía iones sulfato . Estos iones experimentan protonación , H ⁺⁺ SO^2-4
_{_}↔ H SO⁻
₄, de modo que la escala total incluye el efecto tanto de los protones (iones de hidrógeno libres) como de los iones de sulfato de hidrógeno:

[ H ⁺ ] _T = [ H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄]

Una escala alternativa, la escala libre , a menudo denominada pH _F , omite esta consideración y se centra únicamente en [ H ⁺ ] _F , convirtiéndola en principio en una representación más simple de la concentración de iones de hidrógeno. Sólo se puede determinar [ H ⁺ ] _{T ,} ^[32] por lo tanto [ H ⁺ ] _F debe estimarse utilizando el [ SO^2-4
_{_}] y la constante de estabilidad de HSO⁻
₄, k^*
_S:

[ H ⁺ ] _F = [ H ⁺ ] _T − [ HSO⁻
₄] = [ H ⁺ ] _T ( 1 + [ SO^2-4
_{_}] /K^*
_S) ⁻¹

Sin embargo, es difícil estimar K^*
_Sen agua de mar, lo que limita la utilidad de la escala libre, que de otro modo sería más sencilla.

Otra escala, conocida como escala del agua de mar , a menudo denominada pH _SWS , tiene en cuenta una relación de protonación adicional entre los iones de hidrógeno y los iones de fluoruro , H ⁺ + F ⁻ ⇌ HF. Dando como resultado la siguiente expresión para [ H ⁺ ] _SWS :

[ H ⁺ ] _SWS = [ H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄] + [AF]

Sin embargo, la ventaja de considerar esta complejidad adicional depende de la abundancia de fluoruro en el medio. En el agua de mar, por ejemplo, los iones sulfato se encuentran en concentraciones mucho mayores (>400 veces) que las de fluoruro. Como consecuencia, para la mayoría de los fines prácticos, la diferencia entre la escala total y la del agua de mar es muy pequeña.

Las siguientes tres ecuaciones resumen las tres escalas de pH:

pH _F = −log [ H ⁺ ] _F

pH _T = −log([ H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄]) = −log[ H ⁺ ] _T

pH _SWS = −log( H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄] + [HF]) = −log[v] _SWS

pH de varios fluidos corporales.

En los organismos vivos, el pH de diversos fluidos corporales , compartimentos celulares y órganos está estrechamente regulado para mantener un estado de equilibrio ácido-base conocido como homeostasis ácido-base . La acidosis , definida por un pH sanguíneo inferior a 7,35, es el trastorno más común de la homeostasis ácido-base y ocurre cuando hay un exceso de ácido en el cuerpo. Por el contrario, la alcalosis se caracteriza por un pH sanguíneo excesivamente alto.

El pH de la sangre suele ser ligeramente básico, con un pH de 7,365, denominado pH fisiológico en biología y medicina. La formación de placa en los dientes puede crear un ambiente ácido local que provoca caries por desmineralización. Las enzimas y otras proteínas tienen un rango de pH óptimo para funcionar y pueden inactivarse o desnaturalizarse fuera de este rango.

cálculos de pH

Al calcular el pH de una solución que contiene ácidos y/o bases, se utiliza un cálculo de especiación química para determinar la concentración de todas las especies químicas presentes en la solución. La complejidad del procedimiento depende de la naturaleza de la solución. Los ácidos y bases fuertes son compuestos que se disocian casi por completo en agua, lo que simplifica el cálculo. Sin embargo, para ácidos débiles se debe resolver una ecuación cuadrática y para bases débiles, una ecuación cúbica. En general, se debe resolver un conjunto de ecuaciones simultáneas no lineales .

El agua en sí es un ácido débil y una base débil, por lo que debe tenerse en cuenta su disociación a pH alto y concentración de soluto baja (ver anfoterismo ). Se disocia según el equilibrio.

2 H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ (acuoso) + OH ⁻ (acuoso)

con una constante de disociación _, Kw definida como

${\displaystyle K_{w}={\ce {[H+][OH^{-}]}}}$

donde [H ⁺ ] representa la concentración del ion hidronio acuoso y [OH ⁻ ] representa la concentración del ion hidróxido . Este equilibrio debe tenerse en cuenta a pH alto y cuando la concentración de soluto es extremadamente baja.

Ácidos y bases fuertes

Los ácidos y bases fuertes son compuestos que esencialmente están completamente disociados en agua. Esto significa que en una solución ácida, la concentración de iones de hidrógeno (H+) puede considerarse igual a la concentración del ácido. De manera similar, en una solución básica, la concentración de iones hidróxido (OH-) se puede considerar igual a la concentración de la base. El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración de H+ y el pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de OH-. Por ejemplo, el pH de una solución 0,01 M de ácido clorhídrico (HCl) es igual a 2 (pH = −log10(0,01)), mientras que el pOH de una solución 0,01 M de hidróxido de sodio (NaOH) es igual a 2 (pOH = −log10(0,01)), que corresponde a un pH de aproximadamente 12.

Sin embargo, también se debe considerar la autoionización del agua cuando las concentraciones de un ácido o base fuerte son muy bajas o altas. Por ejemplo, se esperaría que una solución de HCl 5×10 ⁻⁸ M tuviera un pH de 7,3 según el procedimiento anterior, lo cual es incorrecto ya que es ácida y debería tener un pH inferior a 7. En tales casos, la solución El sistema puede tratarse como una mezcla de ácido o base y agua, que es una sustancia anfótera . Al tener en cuenta la autoionización del agua, se puede calcular el verdadero pH de la solución. Por ejemplo, una solución de HCl 5×10 ⁻⁸ M tendría un pH de 6,89 cuando se trata como una mezcla de HCl y agua. También debe considerarse el equilibrio de autoionización de soluciones de hidróxido de sodio en concentraciones más altas. ^[36]

Ácidos y bases débiles.

Un ácido débil o el ácido conjugado de una base débil se pueden tratar utilizando el mismo formalismo.

• Ácido HA: HA ⇌ H ⁺ + A ⁻
• Base A: HA ⁺ ⇌ H ⁺ + A

Primero, una constante de disociación ácida se define de la siguiente manera. Las cargas eléctricas se omiten en las ecuaciones siguientes por motivos de generalidad.

${\displaystyle K_{a}={\frac {{\ce {[H] [A]}}}{{\ce {[HA]}}}}}$

y se supone que su valor ha sido determinado experimentalmente. Siendo esto así, existen tres concentraciones desconocidas, [HA], [H ⁺ ] y [A ⁻ ] que se deben determinar mediante cálculo. Se necesitan dos ecuaciones adicionales. Una forma de obtenerlos es aplicar la ley de conservación de la masa en términos de los dos "reactivos" H y A.

${\displaystyle C_{{\ce {A}}}={\ce {[A]}}+{\ce {[HA]}}}$

${\displaystyle C_{{\ce {H}}}={\ce {[H]}}+{\ce {[HA]}}}$

C significa concentración analítica . En algunos textos, una ecuación de balance de masa se reemplaza por una ecuación de balance de carga. Esto es satisfactorio para casos simples como este, pero es más difícil de aplicar en casos más complicados como los siguientes. Junto con la ecuación que define K _a , ahora hay tres ecuaciones con tres incógnitas. Cuando un ácido se disuelve en agua C _A = _CH = C _a , la concentración del ácido, entonces [A] = [H]. Después de alguna manipulación algebraica adicional, se puede obtener una ecuación de la concentración de iones de hidrógeno.

${\displaystyle [{\ce {H}}]^{2}+K_{a}[{\ce {H}}]-K_{a}C_{a}=0}$

La solución de esta ecuación cuadrática da la concentración de iones de hidrógeno y, por tanto, p[H] o, más vagamente, pH. Este procedimiento se ilustra en una tabla ICE que también se puede utilizar para calcular el pH cuando se ha agregado algún ácido (fuerte) o alcalino adicional al sistema, es decir, cuando C _A ≠ _CH .

Por ejemplo, ¿cuál es el pH de una solución 0,01 M de ácido benzoico , pK _a = 4,19?

• Paso 1: ${\displaystyle K_{a}=10^{-4.19}=6.46\times 10^{-5}}$
• Paso 2: Establece la ecuación cuadrática. ${\displaystyle [{\ce {H}}]^{2}+6.46\times 10^{-5}[{\ce {H}}]-6.46\times 10^{-7}=0}$
• Paso 3: resuelve la ecuación cuadrática. ${\displaystyle [{\ce {H+}}]=7.74\times 10^{-4};\quad \mathrm {pH} =3.11}$

Para soluciones alcalinas, se agrega un término adicional a la ecuación de balance de masa para el hidrógeno. Dado que la adición de hidróxido reduce la concentración de iones de hidrógeno y la concentración de iones de hidróxido está limitada por el equilibrio de autoionización a ser igual a , la ecuación resultante es: ${\displaystyle {\frac {K_{w}}{{\ce {[H+]}}}}}$

${\displaystyle C_{\ce {H}}={\frac {[{\ce {H}}]+[{\ce {HA}}]-K_{w}}{\ce {[H]}}}}$

método general

Algunos sistemas, como los ácidos polipróticos , se prestan a cálculos en hojas de cálculo. ^[37] Con tres o más reactivos o cuando se forman muchos complejos con fórmulas generales como A _p B _q H _r , se puede utilizar el siguiente método general para calcular el pH de una solución. Por ejemplo, con tres reactivos, cada equilibrio se caracteriza por una constante de equilibrio, β.

${\displaystyle [{\ce {A}}_{p}{\ce {B}}_{q}{\ce {H}}_{r}]=\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}}$

A continuación, escriba las ecuaciones de balance de masa para cada reactivo:

${\displaystyle {\begin{aligned}C_{\ce {A}}&=[{\ce {A}}]+\Sigma p\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {B}}&=[{\ce {B}}]+\Sigma q\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {H}}&=[{\ce {H}}]+\Sigma r\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}-K_{w}[{\ce {H}}]^{-1}\end{aligned}}}$

Tenga en cuenta que no hay aproximaciones involucradas en estas ecuaciones, excepto que cada constante de estabilidad se define como un cociente de concentraciones, no de actividades. Se requieren expresiones mucho más complicadas si se van a utilizar actividades.

Hay tres ecuaciones simultáneas en las tres incógnitas, [A], [B] y [H]. Debido a que las ecuaciones no son lineales y sus concentraciones pueden variar sobre muchas potencias de 10, la solución de estas ecuaciones no es sencilla. Sin embargo, hay muchos programas informáticos disponibles que pueden utilizarse para realizar estos cálculos. Puede haber más de tres reactivos. El cálculo de las concentraciones de iones de hidrógeno, utilizando este enfoque, es un elemento clave en la determinación de constantes de equilibrio mediante valoración potenciométrica .

Ver también

• indicador de pH
• Gasometría arterial
• Equilibrio químico
• pCO2 _{_}
• pag K _un

Referencias

1. Jensen, William B. (2004). "El símbolo del pH" (PDF) . Revista de Educación Química . 81 (1): 21. Código Bib :2004JChEd..81...21J. doi :10.1021/ed081p21. Archivado (PDF) desde el original el 14 de diciembre de 2019 . Consultado el 15 de julio de 2020 .
2. Lim, Kieran F. (2006). "Existe un pH negativo". Revista de Educación Química . 83 (10): 1465. Código bibliográfico : 2006JChEd..83.1465L. doi :10.1021/ed083p1465.
3. Covington, Alaska; Bates, RG; Durst, RA (1985). "Definiciones de escalas de pH, valores de referencia estándar, medición de pH y terminología relacionada" (PDF) . Pura aplicación. química . 57 (3): 531–542. doi :10.1351/pac198557030531. S2CID  14182410. Archivado (PDF) desde el original el 24 de septiembre de 2007.
4. Sørensen, SPL (1909). "Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen" (PDF) . Bioquímica. Z. _ 21 : 131–304. Archivado (PDF) desde el original el 15 de abril de 2021 . Consultado el 22 de marzo de 2021 . Original alemán: Für die Zahl p schlage ich den Namen Wasserstoffionenexponent und die Schreibweise p _H • vor. Unter dem Wasserstoffionexponenten (p _H •) einer Lösungwird dann der Briggsche Logarithmus des reziproken Wertes des auf Wasserstoffionenbezagenen Normalitäts faktors de Lösungverstanden.En 1909 aparecieron otras dos publicaciones, una en francés y otra en danés.
5. Francl, Michelle (agosto de 2010). "Leyendas urbanas de la química". Química de la Naturaleza . 2 (8): 600–601. Código Bib : 2010NatCh...2..600F. doi :10.1038/nchem.750. ISSN  1755-4330. PMID  20651711. Archivado desde el original el 6 de agosto de 2020 . Consultado el 21 de julio de 2019 .
6. Myers, Rollie J. (2010). "Cien años de pH". Revista de Educación Química . 87 (1): 30–32. Código Bib : 2010JChEd..87...30M. doi :10.1021/ed800002c.
7. Otterson, David W. (2015). "Charla técnica: (11) Conceptos básicos de control y medición del pH". Medición y Control . 48 (10): 309–312. doi : 10.1177/0020294015600474 . S2CID  110716297 . Consultado el 16 de junio de 2022 .
8. Lian, Ying; Zhang, Wei; Ding, Longjiang; Zhang, Xiaoai; Zhang, Yinglu; Wang, Xu-dong (2019). "Nanomateriales para detección e imágenes del pH intracelular". Nuevos nanomateriales para aplicaciones biomédicas, medioambientales y energéticas . Micro y nanotecnologías: 241–273. doi :10.1016/B978-0-12-814497-8.00008-4. ISBN 9780128144978. S2CID  104410918 . Consultado el 16 de junio de 2022 .
9. Bradley, David (21 de febrero de 2018). "Cuando se trata de ingenio cáustico y lengua ácida, tenga en cuenta sus P y Q". Materiales hoy . Consultado el 16 de junio de 2022 .
10. Norby, Jens (2000). "El origen y el significado de la minúscula p en pH". Tendencias en Ciencias Bioquímicas . 25 (1): 36–37. doi :10.1016/S0968-0004(99)01517-0. PMID  10637613.
11. Evans, Alice C. (1963). "Memorias" (PDF) . Oficina de Historia de los NIH . Oficina de Historia de los Institutos Nacionales de Salud. Archivado desde el original (PDF) el 15 de diciembre de 2017 . Consultado el 27 de marzo de 2018 .
12. "Orígenes: nacimiento del medidor de pH". Revista Caltech Ingeniería y Ciencia . Archivado desde el original el 6 de noviembre de 2018 . Consultado el 11 de marzo de 2018 .
13. Tetrault, Sharon (junio de 2002). "Los Beckman". Costa Naranja . Revista Costa de Orange. Archivado desde el original el 15 de abril de 2021 . Consultado el 11 de marzo de 2018 .
14. Covington, Alaska; Bates, RG; Durst, RA (1985). "Definiciones de escalas de pH, valores de referencia estándar, medición de pH y terminología relacionada" (PDF) . Pura aplicación. química . 57 (3): 531–542. doi :10.1351/pac198557030531. S2CID  14182410. Archivado (PDF) desde el original el 24 de septiembre de 2007.
15. Cantidades y unidades - Parte 8: Química física y física molecular, Anexo C (normativo): pH. Organización Internacional de Normalización , 1992.
16. Covington, Alaska; Bates, RG; Durst, RA (1985). "Definiciones de escalas de pH, valores de referencia estándar, medición de pH y terminología relacionada" (PDF) . Pura aplicación. química . 57 (3): 531–542. doi :10.1351/pac198557030531. S2CID  14182410. Archivado (PDF) desde el original el 24 de septiembre de 2007.
17. Oro, Víctor, ed. (2019). Compendio de terminología química de la IUPAC: el libro de oro (4 ed.). Research Triangle Park, Carolina del Norte: Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). doi : 10.1351/goldbook.p04525.
18. "Página de historia de la empresa del grupo Carlsberg". Carlsberggroup.com. Archivado desde el original el 18 de enero de 2014 . Consultado el 7 de mayo de 2013 .
19. Rossotti, FJC; Rossotti, H. (1965). "Solución de valoraciones potenciométricas que contiene el electrolito de fondo". J. química. Educar . 42 . doi :10.1021/ed042p375.
20. Mendham, J.; Denney, RC; Barnes, JD; Thomas, MJK (2000), Análisis químico cuantitativo de Vogel (6ª ed.), Nueva York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7, Sección 13.23, "Determinación del pH"
21. IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de Oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "actividad (actividad relativa), a". doi :10.1351/libro de oro.A00115
22. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (1993). Cantidades, unidades y símbolos en química física , 2.ª edición, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8 . págs. 49–50. Versión electrónica. 
23. Himmel, Daniel; Goll, Sascha K.; Leito, Ivo; Krossing, Ingo (16 de agosto de 2010). "Una escala de pH unificada para todas las fases". Edición internacional Angewandte Chemie . 49 (38): 6885–6888. doi :10.1002/anie.201000252. ISSN  1433-7851. PMID  20715223.
24. Feldman, Isaac (1956). "Uso y Abuso de las mediciones de pH". Química analítica . 28 (12): 1859–1866. doi :10.1021/ac60120a014.
25. Mendham, J.; Denney, RC; Barnes, JD; Thomas, MJK (2000), Análisis químico cuantitativo de Vogel (6ª ed.), Nueva York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7, Sección 13.19 El electrodo de vidrio
26. Nordstrom, D. Kirk; Alpers, Charles N. (marzo de 1999). "PH negativo, mineralogía eflorescente y consecuencias para la restauración ambiental en el sitio Iron Mountain Superfund, California". Actas de la Academia Nacional de Ciencias de los Estados Unidos de América . 96 (7): 3455–62. Código bibliográfico : 1999PNAS...96.3455N. doi : 10.1073/pnas.96.7.3455 . PMC 34288 . PMID  10097057. Archivado desde el original el 23 de septiembre de 2017 . Consultado el 4 de noviembre de 2018 . 
27. Personal de la División de Estudio de Suelos. "Manual de estudio de suelos. 1993. Capítulo 3, propiedades químicas seleccionadas". Servicio de Conservación de Suelos. Manual 18 del Departamento de Agricultura de EE. UU. Archivado desde el original el 14 de mayo de 2011 . Consultado el 12 de marzo de 2011 .
28. Ballabio, Cristiano; Lugato, Emanuele; Fernández-Ugalde, Oihane; Orgiazzi, Alberto; Jones, Arwyn; Borrelli, Pasquale; Montanarella, Luca; Panagos, Panos (2019). "Mapeo de las propiedades químicas de la capa superficial del suelo de LUCAS a escala europea mediante regresión del proceso gaussiano". Geoderma . 355 : 113912. Código bibliográfico : 2019Geode.355k3912B. doi : 10.1016/j.geoderma.2019.113912 . PMC 6743211 . PMID  31798185. 
29. Terhaar, Jens; Frölicher, Thomas L.; Joos, Fortunat (2023). "Acidificación de los océanos en escenarios de estabilización de temperatura impulsada por las emisiones: el papel de la TCRE y los gases de efecto invernadero distintos del CO2". Cartas de investigación ambiental . 18 (2): 024033. Código bibliográfico : 2023ERL....18b4033T. doi : 10.1088/1748-9326/acaf91 . ISSN  1748-9326. S2CID  255431338.
30. Zeebe, RE y Wolf-Gladrow, D. (2001) CO ₂ en agua de mar: equilibrio, cinética, isótopos , Elsevier Science BV, Ámsterdam, Países Bajos ISBN 0-444-50946-1 
31. Hansson, I. (1973). "Un nuevo conjunto de escalas de pH y tampones estándar para agua de mar". Investigación en aguas profundas . 20 (5): 479–491. Código bibliográfico : 1973DSRA...20..479H. doi :10.1016/0011-7471(73)90101-0.
32. Dickson, AG (1984). "Escalas de pH y reacciones de transferencia de protones en medios salinos como el agua de mar". Geochim. Cosmochim. Acta . 48 (11): 2299–2308. Código Bib : 1984GeCoA..48.2299D. doi :10.1016/0016-7037(84)90225-4.
33. Boro, Walter, F.; Boulpaep, Emile L. (13 de enero de 2012). Fisiología médica: un enfoque celular y molecular (2ª ed.). Ciencias de la Salud Elsevier , Saunders. págs. 652–671. ISBN 9781455711819. OCLC  1017876653. Archivado desde el original el 8 de mayo de 2022 . Consultado el 8 de mayo de 2022 .{{cite book}}: CS1 maint: multiple names: authors list (link)
34. Marieb, Elaine N.; Mitchell, Susan J. (30 de junio de 2011). Anatomía y fisiología humana. San Francisco: Benjamín Cummings . ISBN 9780321735287. Archivado desde el original el 8 de mayo de 2022 . Consultado el 8 de mayo de 2022 .
35. Lambers, H.; Piessens, S.; Bloem, A.; Pronk, H.; Finkel, P. (1 de octubre de 2006). "El pH natural de la superficie de la piel es, en promedio, inferior a 5, lo que resulta beneficioso para la flora residente". Revista Internacional de Ciencias Cosméticas . 28 (5): 359–370. doi :10.1111/j.1467-2494.2006.00344.x. ISSN  1468-2494. PMID  18489300. S2CID  25191984. Archivado desde el original el 21 de marzo de 2022 . Consultado el 8 de mayo de 2022 .
36. Maloney, Chris. "Cálculo del pH de una concentración muy pequeña de un ácido fuerte". Archivado desde el original el 8 de julio de 2011 . Consultado el 13 de marzo de 2011 .
37. Billo, EJ (2011). EXCEL para químicos (3ª ed.). Wiley-VCH. ISBN 978-0-470-38123-6.

enlaces externos