pH

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

Tubos de ensayo que contienen soluciones de pH 1–10 coloreadas con un indicador

En química , el pH ( / p iː ˈ eɪ tʃ / pee- AYCH ), también conocido como acidez o basicidad , históricamente denota " potencial de 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 mayores concentraciones 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.

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})\thickapprox -\log _{10}([{\ce {H+}}]/{\ce {M}})}$

donde [H ⁺ ] es la concentración molar de equilibrio de H ⁺ (M = mol/L) en la solución. A 25  °C (77 °F ), las soluciones con un pH menor que 7 son ácidas, y las soluciones con un pH mayor que 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 iones OH ⁻ , es decir, la misma que el agua pura ). El valor neutro del pH depende de la temperatura y es menor que 7 si la temperatura aumenta por encima de 25 °C. El rango de pH se da comúnmente como cero a 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 estándar de pH primarios 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 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] , utilizando originalmente la notación "p _H• ", con H• como subíndice de la p minúscula. El concepto fue revisado posteriormente en 1924 al pH moderno para dar cabida a definiciones y mediciones en términos de celdas electroquímicas.

Para el signo p , propongo el nombre de "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 briggsiano del factor de normalidad del ion hidrógeno relacionado . ^[4]

Sørensen no explicó por qué utilizó la letra p, y el significado exacto de la letra aún se discute. ^{[5] [6]} 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 significar el francés puissance, el alemán Potenz o el danés potens , todos significando "potencia", 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 publicó: Carlsberg Laboratory era francófono; el alemán era el idioma dominante de las publicaciones científicas; Sørensen era danés. También utilizó la letra q de la misma manera en otra parte del artículo, y podría haber etiquetado arbitrariamente la solución de prueba como "p" y la solución de referencia como "q"; estas letras a menudo están emparejadas. ^[7] Algunas fuentes literarias sugieren que "pH" significa el término latino pondus oxygenii (cantidad de hidrógeno) o potentia oxygenii (poder del hidrógeno), aunque esto no está respaldado por los escritos de Sørensen. ^{[8] [9] [10]}

En la química moderna , la p representa "el logaritmo decimal negativo de ", y se utiliza en el término p K _a para las constantes de disociación ácida , ^[11] 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. ^[12] Dijo:

En estos estudios [sobre el metabolismo bacteriano], el Dr. Clark centró su atención en el efecto del ácido sobre el crecimiento de las bacterias. Descubrió que lo que afecta al crecimiento de las bacterias es la intensidad del ácido en términos de concentración de iones de hidrógeno. Pero los métodos existentes para medir la acidez determinaban la cantidad, no la intensidad, del ácido. A continuación, con sus colaboradores, el Dr. Clark desarrolló métodos precisos para medir la concentración de iones de hidrógeno. Estos métodos reemplazaron al método de titulación inexacto para determinar el contenido de ácido que se utilizaba 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. ^[12]

El primer método electrónico para medir el pH fue inventado por Arnold Orville Beckman , profesor del Instituto de Tecnología de California en 1934. ^[13] Fue en respuesta a una solicitud del productor local de cítricos Sunkist , que quería un método mejor para probar rápidamente el pH de los limones que estaban recogiendo de sus huertos cercanos. ^[14]

Definición

pH

El pH de una solución se define como el logaritmo decimal del recíproco de la actividad del ion hidrógeno , un _H +. ^[3] 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:

${\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{F}}\ln(a_{{\ce {H+}}})=E^{0}-{\frac {RT\ln {10}}{F}}{\ce {pH}}\approx E^{0}-{\frac {2.303RT}{F}}{\ce {pH}}}$

donde E es un potencial medido, E ⁰ es el potencial de 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 de 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 de iones de hidrógeno cuando ambos están 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 | H ₂ | Pt

En primer lugar, se llena la celda con una solución de actividad de iones de hidrógeno conocida y se mide la fuerza electromotriz, E _{S . A continuación, se mide la fuerza electromotriz,} E _X , 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 de electrodo estándar . La constante de proporcionalidad, 1/ z , es idealmente igual a , la "pendiente de Nernst". ${\displaystyle {\frac {F}{RT\ln {10}}}\ }$

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. Se calibra frente a soluciones tampón de actividad de iones de hidrógeno ( H ⁺ ) conocidas propuestas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada ( IUPAC ). ^[3] 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 utilizando el control de "pendiente" para que sea igual al pH de esa solución. Se proporcionan más detalles en las recomendaciones de la IUPAC . ^[16] 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 que se aplicará para otras temperaturas.

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

pH

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, denotada [ H ⁺ ] en la química moderna. Más correctamente, la actividad termodinámica de H ⁺ en solución diluida debería reemplazarse por [ H ⁺ ]/c ₀ , donde la concentración del estado estándar c ₀ = 1 mol/L. Esta relación es un número puro cuyo logaritmo puede definirse.

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 titular una solución de concentración conocida de un ácido fuerte con una solución de concentración conocida de una base fuerte en presencia de una concentración relativamente alta de electrolito de fondo. Al conocer las concentraciones del ácido y la base, se puede calcular la concentración de iones de hidrógeno y el potencial medido se puede correlacionar con las concentraciones. La calibración se lleva a cabo generalmente utilizando un diagrama de 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 ) se deben calibrar 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 se debe calibrar 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 ⁻ . Por definición, el pOH es el logaritmo negativo (en base 10) de la concentración de iones hidróxido (mol/L). Los valores de pOH se pueden derivar de las mediciones de pH y viceversa. La concentración de iones hidróxido en el agua está relacionada con la concentración de iones hidrógeno por

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

donde K _W es la constante de autoionización del agua. Tomando logaritmos ,

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

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

Medición

Indicadores de pH

El pH se puede medir utilizando indicadores, que cambian de color según el pH de la solución en la que se encuentran. Al comparar el color de una solución de prueba con una tabla de colores estándar, se puede estimar el pH 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 a pH 10. El papel indicador universal está hecho de papel absorbente que ha sido impregnado con indicador universal. Un método alternativo para medir el pH es utilizando 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 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 protón solvatados, como los iones 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 existen 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, tal como se define en 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 precisa y versátil porque sirve como un estándar de referencia común para las 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 (aproximadamente 0,003  mol /dm3 ^de ácido) o por encima de pH 10,5 (por encima de aproximadamente 0,0003 mol/dm3 ^de alcalinidad). Esto se debe a la ruptura de la ecuación de Nernst en dichas 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 a los potenciales del electrodo. A un 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, existen electrodos especialmente construidos.

La escorrentía de minas o relaves mineros puede producir valores de pH extremadamente bajos, hasta -3,6. ^[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 menor que 7, mientras que una base , o álcali , tendrá un pH mayor que 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 es equivalente a una diferencia de diez veces 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 tiene el producto de estas concentraciones [ H ⁺ ] × [ OH ⁻ ] = K _w , se puede ver que en neutralidad [ H ⁺ ] = [ OH ⁻ ] = √ K _w , o pH = pK _w /2. pK _w es aproximadamente 14 pero depende de la fuerza iónica y la temperatura, y por lo tanto el pH de neutralidad también lo hace. El agua pura y una solución de NaCl en agua pura son ambas neutrales, ya que la disociación del agua produce cantidades iguales de ambos iones. Sin embargo, el pH de la solución neutra de NaCl será ligeramente diferente al 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 (lo que crea esencialmente 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 el rango 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 superficial 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 en el 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 las plantas

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

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 frutos cítricos tienen un 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 desempeña un papel importante en el ciclo del carbono del océano . Hay evidencia de una acidificación continua de los océanos (es decir, una caída del 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 de las actividades humanas son la principal causa de la acidificación de los océanos, con niveles de dióxido de carbono atmosférico (CO ₂ ) que superan las 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 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 existen tres escalas de pH distintas en oceanografía química . ^[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 carbonato del océano . ^[30] Dado que omite la consideración de los iones de sulfato y fluoruro, la escala libre es significativamente diferente de las escalas total y de agua de mar. Debido a la relativa poca importancia del ion fluoruro, las escalas total y de agua de mar difieren solo 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 denotados con la designación de la Oficina Nacional de Normas (NBS) o el Instituto Nacional de Normas 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 recomiendan para su uso en la caracterización del pH del agua de mar, ya que las diferencias de fuerza iónica provocan cambios en el potencial del electrodo . Para resolver este problema, se desarrolló una serie alternativa de tampones 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 denotada como pH _T. La escala total se definió utilizando un medio que contiene iones de sulfato . Estos iones experimentan protonación , H ⁺ + SO²⁻
₄↔ HSO⁻
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 , lo que en principio la convierte en una representación más simple de la concentración de iones de hidrógeno. Solo se puede determinar [ H ⁺ ] _{T ,} ^[32] por lo tanto, [ H ⁺ ] _F debe estimarse utilizando [ SO²⁻
₄] y la constante de estabilidad de HSO⁻
₄, yo^*
_S:

[ H ⁺ ] _F = [ H ⁺ ] _T − [ HSO⁻
₄] = [ H ⁺ ] _T ( 1 + [ SO²⁻
₄] / A^*
_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 de agua de mar , a menudo denominada pH _SWS , tiene en cuenta una relación de protonación adicional entre iones de hidrógeno e iones de fluoruro , H ⁺ + F ⁻ ⇌ HF. Lo que da como resultado la siguiente expresión para [ H ⁺ ] _SWS :

[ H ⁺ ] _SWS = [ H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄] + [alta frecuencia]

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 de sulfato se encuentran en concentraciones mucho mayores (>400 veces) que las de fluoruro. En consecuencia, para la mayoría de los fines prácticos, la diferencia entre las escalas total y de agua de mar es muy pequeña.

Las siguientes tres ecuaciones resumen las tres escalas de pH:

pH _F = −log ₁₀ [ H ⁺ ] _F

pH _T = −log ₁₀ ([ H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄]) = −log ₁₀ [ H ⁺ ] _T

pH _SWS = −log ₁₀ ( H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄] + [HF]) = −log ₁₀ [v] _SWS

pH en los alimentos

El nivel de pH de los alimentos influye en su sabor, textura y vida útil . ^[33] Los alimentos ácidos, como las frutas cítricas , los tomates y el vinagre , suelen tener un pH inferior a 4,6 ^[34] con un sabor fuerte y picante, mientras que los alimentos básicos tienen un sabor amargo o jabonoso. ^[35] Mantener el pH adecuado en los alimentos es esencial para prevenir el crecimiento de microorganismos dañinos . ^[34] La alcalinidad de verduras como las espinacas y la col rizada también puede influir en su textura y color durante la cocción. ^[36] El pH también influye en la reacción de Maillard , que es responsable del oscurecimiento de los alimentos durante la cocción, lo que afecta tanto al sabor como a la apariencia. ^[37]

pH de varios fluidos corporales

En los organismos vivos, el pH de varios 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 como un pH sanguíneo inferior a 7,35, es el trastorno más común de la homeostasis ácido-base y se produce 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 entorno ácido local que da lugar a caries dentales por desmineralización. Las enzimas y otras proteínas tienen un rango de pH óptimo para su funcionamiento y pueden inactivarse o desnaturalizarse fuera de este rango.

Cálculos de pH

Para 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 están casi completamente disociados en agua, lo que simplifica el cálculo. Sin embargo, para los ácidos débiles, se debe resolver una ecuación cuadrática , y para las bases débiles, se requiere 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 su disociación debe tenerse en cuenta a un pH alto y una concentración baja de soluto (ver anfoterismo ). Se disocia según el equilibrio

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

con una constante de disociación , K _w 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 están esencialmente disociados por completo en agua. Esto significa que en una solución ácida, la concentración de iones hidrógeno (H+) puede considerarse igual a la concentración del ácido. De manera similar, en una solución básica, la concentración de iones hidróxido (OH-) puede considerarse 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 = −log ₁₀ (0,01)), mientras que el pOH de una solución 0,01 M de hidróxido de sodio (NaOH) es igual a 2 (pOH = −log ₁₀ (0,01)), lo que corresponde a un pH de aproximadamente 12.

Sin embargo, la autoionización del agua también debe considerarse 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, el sistema puede tratarse como una mezcla del ácido o base y agua, que es una sustancia anfótera . Al tener en cuenta la autoionización del agua, se puede calcular el pH real 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 a concentraciones más altas. ^[43]

Ácidos y bases débiles

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

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

En primer lugar, se define una constante de disociación ácida de la siguiente manera. Las cargas eléctricas se omiten de las ecuaciones posteriores por razones de generalidad.

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

y se supone que su valor ha sido determinado experimentalmente. Siendo así, hay tres concentraciones desconocidas, [HA], [H ⁺ ] y [A ⁻ ], que se deben determinar mediante cálculo. Se necesitan dos ecuaciones adicionales. Una forma de obtenerlas 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 representa la 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 a casos más complicados como los siguientes. Junto con la ecuación que define K _a , ahora hay tres ecuaciones en tres incógnitas. Cuando un ácido se disuelve en agua C _A = C _H = C _a , la concentración del ácido, por lo que [A] = [H]. Después de alguna manipulación algebraica adicional, se puede obtener una ecuación en la concentración de iones hidrógeno.

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

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

Por ejemplo, ¿cuál es el pH de una solución 0,01 M de ácido benzoico , pKa ₌ 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: Resolver la ecuación cuadrática. ${\displaystyle [{\ce {H+}}]=7.74\times 10^{-4};\quad \mathrm {pH} =3.11}$

En el caso de las soluciones alcalinas, se añade un término adicional a la ecuación de balance de masas 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 para que sea 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 pueden calcular mediante hojas de cálculo. ^[44] 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:

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

En estas ecuaciones no se utilizan aproximaciones, salvo que cada constante de estabilidad se define como un cociente de concentraciones, no de actividades. Si se utilizan actividades, se requieren expresiones mucho más complicadas.

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 en muchas potencias de 10, la solución de estas ecuaciones no es sencilla. Sin embargo, hay muchos programas informáticos disponibles que se pueden utilizar 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 las constantes de equilibrio mediante titulación potenciométrica .

Véase también

• Indicador de pH
• Gasometría arterial
• Equilibrio químico
• pCO2_​
• pK a_​

Referencias

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Enlaces externos

• La definición del diccionario de pH en Wikcionario
• Medios relacionados con el pH en Wikimedia Commons
• Materiales de aprendizaje relacionados con PH en Wikiversidad