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El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio [H₃O⁺] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

{\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{a}}_{H_{3}O^{+}}\right]

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H₃O⁺] = 1 × 10^–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10^–7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, por que hay más protones en la disolución) , y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).

Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH⁻.

Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH^– y H₃O⁺, tenemos que:

K_w = [H₃O⁺]·[OH^–]=10^–14 en donde [H₃O⁺] es la concentración de iones hidronio, [OH⁻] la de iones hidroxilo, y K_w es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10⁻¹⁴.

Por lo tanto,

log K_w = log [H₃O⁺] + log [OH^–]

–14 = log [H₃O⁺] + log [OH^–]

14 = –log [H₃O⁺] – log [OH^–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medida del pH

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.

También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.
Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.

pH=-\log[H^{+}]\,\!

Referencias

↑ Hydrangea - HGIC @ Clemson University (en inglés)

Véase también

[1] Hydrangea - HGIC @ Clemson University (en inglés)

[1]

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+{{DISPLAYTITLE:pH}}
-pH: definición
+{{otros usos}}
-(Sigla de potencial de Hidrógeno) m. Quím. Índice que expresa el grado de acidez o alcalinidad de una disolución. Entre 0 y 7 la disolución es ácida, y de 7 a 14, básica.
-pH, término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término (del francés pouvoir hydrogène, 'poder del hidrógeno') se define como el logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, H+, cambiado de signo: pH = -log [H+]donde [H+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Debido a que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+ (véase Ácidos y bases), el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
-En agua pura a 25 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones H3O+ y de iones hidróxido (OH-); la concentración de cada uno es 10-7 moles/litro. Por lo tanto, el pH del agua pura es -log (10-7), que equivale a 7. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua, se forma un exceso de iones H3O+; en consecuencia, su concentración puede variar entre 10-6 y 10-1 moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de ácido. Así, las disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones H3O+ y un exceso de iones OH-, y el pH varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte).
-El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto cuyo color varía con el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución (véase Análisis químico).
+El '''pH''' es una medida de la [[acidez]] o [[Base (química)|basicidad]] de una [[solución]]. El pH es la concentración de iones [[hidronio]] [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de [[hidrógeno]]" ('''p'''ondus '''H'''ydrogenii o '''p'''otentia '''H'''ydrogenii; del latín ''pondus'', n. = peso; ''potentia'', f. = potencia; ''hydrogenium'', n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el [[química|químico]] [[Dinamarca|danés]] [[S. P. L. Sørensen|Sørensen]], quien lo definió como el [[logaritmo]] negativo de base 10 de la actividad de los [[ion]]es hidrógeno. Esto es:
-Escala de pH: soluciones comunes
-El pH de una disolución es una medida de la concentración de iones hidrógeno. Una pequeña variación en el pH significa un importante cambio en la concentración de los iones hidrógeno. Por ejemplo, la concentración de iones hidrógeno en los jugos gástricos (pH = 1) es casi un millón de veces mayor que la del agua pura (pH = 7).
+:<math>\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{a}_{H_3O^+} \right]</math>
+Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.
+Por ejemplo, una concentración de [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] = 1 × 10<sup>–7</sup> M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10<sup>–7</sup>] = 7
+El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo [[ácido|ácidas]] las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, por que hay más [[protón|protones]] en la disolución) , y [[base|básicas]] las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).
+Se considera que ''p'' es un [[logaritmo|operador logarítmico]] sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el [[pOH]], que mide la concentración de iones OH<sup>−</sup>.
+Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH<sup>–</sup> y H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, tenemos que:
+:K<sub>w</sub> = [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]·[OH<sup>–</sup>]=10<sup>–14</sup> en donde [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] es la concentración de [[iones]] [[hidronio]], [OH<sup>−</sup>] la de iones [[hidroxilo]], y K<sub>w</sub> es una constante conocida como ''[[producto iónico del agua]]'', que vale 10<sup>−14</sup>.
+Por lo tanto,
+:log K<sub>w</sub> = log [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] + log [OH<sup>–</sup>]
+:–14 = log [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] + log [OH<sup>–</sup>]
+:14 = –log [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] – log [OH<sup>–</sup>]
+:'''pH + pOH = 14'''
+Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.
+En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.
+== Medida del pH ==
+[[Archivo:Hydrangea macrophylla - Hortensia hydrangea.jpg|thumb|Dependiendo del pH del suelo la Hortensia ([[Hydrangea|''Hydrangea'']]) puede poseer flores rosas o azules. En suelos ácidos (pH < 7) las flores son azules, mientras que en suelos alcalinos (pH > 7) son rosas.<ref>[http://hgic.clemson.edu/factsheets/HGIC1067.htm Hydrangea - HGIC @ Clemson University] (en inglés)</ref>]]
+El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como [[pH-metro]], un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de [[plata]]/[[cloruro de plata]]) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.
+También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando [[indicador de pH|''indicadores'']], ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea ''papel indicador'', que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.
+cualitativos para la determinación del pH. El [[papel de litmus]] o papel [[tornasol]] es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la [[fenolftaleína]] y el [[naranja de metilo]].
+* A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el ácido de [[pila eléctrica|batería]] de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el [[hidróxido de sodio]] 1&nbsp;M varía de 13,5 a 14.
+* Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25&nbsp;ºC. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la [[Equilibrio iónico|constante de equilibrio del agua]] (Kw).
+La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.
+En [[1909]], el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno  como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.
+: <math>pH = -\log[H^+] \,\!</math>
+== Referencias ==
+{{listaref}}
+== Véase también ==
+* [[Acidemia]]
+* [[Alcalosis]]
+* [[Anexo:Indicadores de pH]]
+* [[Equilibrio químico]]
+* [[Grado Dornic]] (otra medida de acidez)
+* [[pKa]]
+* [[pOH]]
+[[Categoría:Química ácido-base| ]]
+[[Categoría:Indicador de pH| ]]
+[[Categoría:Unidades de medida]]
+[[Categoría:Logaritmos]]
+[[af:PH]]
+[[ar:أس هيدروجيني]]
+[[bg:Водороден показател]]
+[[bs:PH]]
+[[ca:PH]]
+[[cs:Kyselost]]
+[[cy:PH]]
+[[da:PH]]
+[[de:PH-Wert]]
+[[el:PH]]
+[[en:PH]]
+[[eo:PH (kemia parametro)]]
+[[et:Vesinikeksponent]]
+[[eu:PH]]
+[[fa:پ‌هاش]]
+[[fi:Happamuus]]
+[[fr:Potentiel hydrogène]]
+[[gl:PH]]
+[[he:PH]]
+[[hr:PH]]
+[[hu:PH]]
+[[ia:Potential de hydrogeno]]
+[[id:PH]]
+[[io:PH]]
+[[is:Sýrustig]]
+[[it:PH]]
+[[ja:水素イオン指数]]
+[[ko:수소 이온 농도]]
+[[ku:Nirxa pH]]
+[[la:Potentia Hydrogenii]]
+[[lt:Vandenilio potencialas]]
+[[lv:PH]]
+[[mk:Водороден показател]]
+[[ml:പി.എച്ച്. മൂല്യം]]
+[[ms:PH]]
+[[nds:PH-Weert]]
+[[nl:PH]]
+[[nn:PH]]
+[[no:PH]]
+[[nov:PH]]
+[[pam:PH]]
+[[pl:Skala pH]]
+[[pt:PH]]
+[[ro:PH]]
+[[ru:Водородный показатель]]
+[[scn:PH]]
+[[sh:PH]]
+[[simple:PH]]
+[[sk:Kyslosť]]
+[[sl:PH]]
+[[so:PH]]
+[[sq:PH]]
+[[sr:PH вредност]]
+[[su:PH]]
+[[sv:PH]]
+[[sw:Thamani pH]]
+[[ta:காரகாடித்தன்மைச் சுட்டெண்]]
+[[th:พีเอช]]
+[[tl:PH]]
+[[tr:PH]]
+[[uk:PH]]
+[[vi:PH]]
+[[zh:PH值]]
+[[zh-min-nan:PH]]