El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo las disoluciones con pH menores a 7 ácidas, y las tiene pH mayores a 7, básicos. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente 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 H+, tenemos que:
Kw = [H+][OH-]=10-14
en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.
Por lo tanto,
log Kw = log [H+] + log [OH-]
-14 = log [H+] + log [OH-]
pOH = -log [OH-] = 14 + log [H+]
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.
Tabla de contenidos
1 Medida del pH
2 Cálculo del pH de soluciones acuosas
3 Véase también
4 Enlaces externos
| Medida del pH
La Hydrangea macrophylla posee flores rosas o azules dependiendo del pH del suelo. En suelos ácidos las flores son azules, mientras que en suelos alcalinos son rosas [1]
El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, 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.
Cálculo del pH de soluciones acuosas
Cuando trabajamos con ácidos y bases fuertes el calculo del pH se reduce a simples expresiones considerando que estos se disocian al 100% (los ácidos y bases fuertes se definen por esto). De esta forma una solución 0.1 M de HCl (ác. clorhídrico, un ácido fuerte) tendra una concentración 0.1 M de protones y por lo tanto un pH igual al logaritmo negativo de 0.1, es decir, 1 (muy ácido). Mientras que una solución 0.1 M de NaOH (hidróxido de sodio, una base fuerte) tendra una concentración 0.1 M de OH-, por lo tanto un pOH = 1, y como es sabido que la suma de pH y pOH es igual a 14 se llega a la respuesta de que el pH es igual a 13.
No todos los ácidos y bases se disocian totalmente. Algunos son débiles, ya que se disocian parcialmente. En este caso el valor de pH puede calcularse fácilmente conociendo la esteoqueometría de la reacción química y su naturaleza. Supongamos el caso general de un ácido AH que se disocia en un solvente (agua) de la siguiente forma:
AH + H2O --> A- + H+3O
Con A- como la base conjugada del ácido y H+3O el ácido conjugado de la base (este par de conceptos deben de estar claros para hacer más sencillo y lógico el desarrollo). La ecuación anterior expresada deacuerdo a la constante de acidez Ka, la cual es solo la constante de equilibrio de la reacción, seria:
Ka = [A-][H+3O]
---------
[AH][H2O]
Ahora solo basta conocer la constante de equilibrio del ácido AH y las concentraciones de las especies en el equilibrio para poder calcular la concentración de H+3O (también conocida como [H+]). Observando la estequiometria de la reacción se deduce que la [A-] es igual a [H+3O] y la concentración de [AH] sera la concentración inicial del ácido AH sin disociar menos la concentración que se disocio de este en el equilibrio, en otras palabras, [A-]. De lo anterior se llega a:
Ka = (x2)
----------
(AHi - x)
Recordando que la [H2O] es siempre considerada como 1 en las ecuaciones de equilibrio.
De forma similar a la anterior podemos decir que en el caso de una base fuerte B+, que se comporta en una reacción de la siguiente forma:
B+ + H2O --> BH + OH-
Si conocemos la concentración de la base fuerte en solución y la constante de basicidez de la base se puede llegar a calcular [OH-] o el pOH y de esto calcular el pH (recordar que la supa de pH y pOH es igual a 14 y que el producto de sus concentraciones es igual a Kw, es decir, 10-14).
No siempre es obligatorio resolver la ecuación de segundo grado para estimar el pH en presencia de un ácido o base débil, ya que pueden asumirse ciertas condiciones que permiten simplificar los cálculos. Esto no siempre es correcto. Supongamos que estamos trabajando con un ácido debil con una Ka muy pequeña, de esto podriamos decir que el ácido se disocia muy poco, quizas tan poco como para poder despreciarse en la ecuación de equilibrio, si asi lo fuera podriamos calcular el pH como:
Ka = (x2)
----------
(AHi)
Ya que la concentración de AH en el equilibrio es muy similar a la inicial, ya que es muy poco lo que se disocia (y en una resta de algo muy grande menos algo muy chico el resultado es muy similar al valor más grande). Parecería que se están asumiendo muchas condiciones pero en realidad no, siempre y cuando estemos trabajando con ácidos o bases debiles que se disocien muy poco (constantes de equilibrio muy pequeñas, del orden de los 10-3 y menores, con concentraciones iniciales del ácido o la base debiles razonablemente grandes como 0.1). Para estar más seguros también se puede realizar el siguiente calculo:
[AHi] [H+supuesto]
------- = --------
100% X
Si X resulta ser mayor que el 5% entonces el supuesto (calculado despreciando la disociación) es falso y es necesario desarrollar la ecuación de segundo grado.
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