pH

Medida de la acidez o basicidad de una solución acuosa.

Para otros usos, consulte PH (desambiguación) .

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

Ácidos y bases
Ácido Reacción ácido-base Homeostasis ácido-base Fuerza ácida Función de acidez Anfoterismo Base Soluciones tampón Constante de disociación Química del equilibrio Extracción Función de acidez de Hammett pH Afinidad de protones Autoionización del agua Valoración Catálisis ácida de Lewis Pareja de Lewis frustrada Ácido quiral de Lewis
Tipos de ácido
Brønsted – Lowry Luis Aceptador Mineral Orgánico Óxido Fuerte Superácidos Débil Sólido
Tipos de base
Brønsted – Lowry Luis Donante Orgánico Óxido Fuerte Superbases No nucleofílico Débil
v t mi

En química , pH ( / p i eɪ tʃ / , que denota 'potencial de hidrógeno ' o ' poder de hidrógeno' ^[1] ) es una escala utilizada para especificar la acidez o basicidad de una solución acuosa . Las soluciones ácidas (soluciones con concentraciones más altas de iones H + ) se miden para tener valores de pH más bajos que las soluciones básicas o alcalinas .

La escala de pH es logarítmica e indica inversamente la concentración de iones de hidrógeno en la solución. Esto se debe a que la fórmula utilizada para calcular el pH se aproxima al negativo del logaritmo en base 10 de la concentración molar ^[a] de iones de hidrógeno en la solución. Más precisamente, el pH es el negativo del logaritmo en base 10 de la actividad del ion H + . ^[2]

A 25 ° C, 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 esta temperatura son neutras (por ejemplo, agua pura ). El valor neutro del pH depende de la temperatura, siendo inferior a 7 si la temperatura aumenta. El valor de pH puede ser menor que 0 para ácidos muy fuertes , o mayor que 14 para bases muy fuertes . ^[3]

La escala de pH es trazable a un conjunto de soluciones estándar cuyo pH se establece por acuerdo internacional. ^[4] Los valores estándar de pH primario se determinan usando 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 con un indicador de cambio de color . Las mediciones de pH son importantes en química, agronomía , medicina, tratamiento de agua y muchas otras aplicaciones.

Historia

El concepto de pH fue introducido por primera vez por el químico danés Søren Peder Lauritz Sørensen en el Laboratorio Carlsberg en 1909 ^[5] y revisado al pH moderno en 1924 para acomodar definiciones y mediciones en términos de células electroquímicas. En los primeros trabajos, la notación tenía la H como un subíndice a la minúscula p , como así: p _H .

Se discute el significado exacto de la p en pH , ya que Sørensen no explicó por qué lo usó. ^[6] Describe una forma de medirlo usando diferencias de potencial , y representa el poder negativo de 10 en la concentración de iones de hidrógeno. Todas las palabras para estos comienzan con p en francés , alemán y danés , todos los idiomas en los que Sørensen publicó: Carlsberg Laboratory era de habla francesa, el alemán era el idioma dominante de las publicaciones científicas y Sørensen era el danés. También usó "q" de la misma manera en otras partes del artículo. Entonces, la "p" podría representar el poder francés , alemánPotenz, o potens danés , que significa "poder", o podría significar "potencial". También podría haber etiquetado la solución de prueba como "p" y la solución de referencia como "q" arbitrariamente; estas letras suelen estar emparejadas. ^[7] Hay poco que sustente la sugerencia de que "pH" significa los términos latinos pondusrogenii (cantidad de hidrógeno) o potentiarogenii (poder del hidrógeno).

Actualmente en química , la p significa " cologaritmo decimal de", y también se usa en el término p K _a , usado para constantes de disociación ácida ^[8] y pOH, el equivalente de iones hidróxido .

La bacterióloga Alice C. Evans , famosa por la influencia de su trabajo en la industria láctea y la seguridad alimentaria , atribuyó a William Mansfield Clark y sus colegas (de los cuales ella era uno) el desarrollo de métodos de medición de 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. ^{[9] : 10} Ella dijo:

En estos estudios [del metabolismo bacteriano], la atención del Dr. Clark se dirigió al efecto del ácido sobre el crecimiento de 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. A continuación, 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 en uso en los laboratorios biológicos de todo el mundo. También se encontró que eran aplicables en muchos procesos industriales y de otro tipo en los que entraron en uso generalizado. ^{[9] : 10}

El primer método electrónico para medir el pH fue inventado por Arnold Orville Beckman , profesor del Instituto de Tecnología de California en 1934. ^[10] Fue en respuesta al productor local de cítricos Sunkist que quería un método mejor para probar rápidamente el pH de los limones. recogiendo de sus huertos cercanos. ^[11]

Definición y medición

pH

El pH se define como el logaritmo decimal del recíproco de la actividad del ión hidrógeno , a _H +, en una solución. ^[4]

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

Por ejemplo, para una solución con una actividad de iones de hidrógeno de 5 × 10 ⁻⁶ (en ese nivel, este es esencialmente el número de moles de iones de hidrógeno por litro de solución) hay 1 / (5 × 10 ⁻⁶ ) = 2 × 10 ⁵ , por lo que dicha solución tiene un pH de log ₁₀ (2 × 10 ⁵ ) = 5.3 . Considere el siguiente ejemplo: una cantidad de 10 ⁷ moles de agua pura (pH 7), o 180 toneladas métricas (18 × 10 ⁷ g), contiene cerca de 0.018 g de iones de hidrógeno disociados . .

Tenga en cuenta que el pH depende de la temperatura. Por ejemplo, a 0 ° C, el pH del agua pura es de aproximadamente 7,47. A 25 ° C es 7,00 y a 100 ° C es 6,14.

Esta definición se adoptó porque los electrodos selectivos de iones , que se utilizan para medir el pH, responden a la actividad. Idealmente, el potencial del electrodo, E , sigue la ecuación de Nernst , que, para el ion hidrógeno, se puede escribir 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 de electrodo estándar, R es la constante de gas , T es la temperatura en kelvin , F es la constante de Faraday . Para H ^{+ el} número de electrones transferidos es uno. De ello se deduce que 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: ^[12] Se configura una celda galvánica para medir la fuerza electromotriz(fem) entre un electrodo de referencia y un electrodo sensible a la actividad de los 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 . 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 ^{[ aclaración necesaria ]}

En primer lugar, la celda se llena con una solución de actividad conocida de iones de hidrógeno y se mide la fem, E _S. Luego se mide la fem, 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 fem 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 Nernstiana".${\displaystyle {\frac {1}{2.303RT/F}}\ }$

Para aplicar este proceso en la práctica, se utiliza un electrodo de vidrio en lugar del incómodo electrodo de hidrógeno. Un electrodo de vidrio combinado tiene un electrodo de referencia incorporado. Está calibrado contra soluciones tampón de conocida actividad de iones de hidrógeno. La IUPAC ha propuesto el uso de un conjunto de soluciones tampón de actividad H ⁺ conocida . ^[4] Se utilizan dos o más soluciones tampón para adaptarse al hecho de que la "pendiente" puede diferir ligeramente del ideal. Para implementar este enfoque de calibración, primero se sumerge el electrodo en una solución estándar y la lectura en un medidor de pHse ajusta para que sea igual al valor del búfer estándar. La lectura de una segunda solución tampón estándar se ajusta luego, usando el control de "pendiente", para que sea igual al pH de esa solución. Se dan más detalles en las recomendaciones de la IUPAC . ^[4] 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 tampón estándar. Las soluciones tampón estándar comerciales generalmente vienen 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 tanto, el pH es una cantidad adimensional .

p [H]

Esta fue la definición original de Sørensen en 1909, ^[13] que fue reemplazada a favor del pH en 1924. [H] es la concentración de iones de hidrógeno, denotada [H ⁺ ] en la química moderna, que parece tener unidades de concentración. Más correctamente, la actividad termodinámica de H ⁺ en solución diluida debe reemplazarse por [H ⁺ ] / c ₀ , donde la concentración de estado estándar c ₀ = 1 mol / L. Esta razón es un número puro cuyo logaritmo se puede definir.

Sin embargo, es posible medir la concentración de iones de hidrógeno directamente, si el electrodo está calibrado en términos de concentraciones de iones de hidrógeno. Una forma de hacer esto, que se ha utilizado ampliamente, es valorar una solución de concentración conocida de un ácido fuerte con una solución de concentración conocida de alcalino fuerte en presencia de una concentración relativamente alta de electrolito de fondo. Dado que se conocen las concentraciones de ácido y alcalino, es fácil calcular la concentración de iones de hidrógeno de modo que el potencial medido pueda correlacionarse con las concentraciones. La calibración se realiza habitualmente mediante un diagrama de Gran . ^[14] Por tanto, el efecto de utilizar este procedimiento es hacer que la actividad 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 parezca al agua de mar en su composición química, como se detalla a continuación.

La diferencia entre p [H] y pH es bastante pequeña. Se ha dicho ^[15] que pH = p [H] + 0,04. Es una práctica común utilizar el término "pH" para ambos tipos de medición.

indicadores de pH

Artículo principal: indicador de pH

PH promedio de soluciones comunes

Sustancia	rango de pH	Escribe
Ácido de batería	<1	Ácido
Ácido gástrico	1.0 - 1.5
Vinagre	2.5
zumo de naranja	3.3 - 4.2
Café negro	5 - 5,03
Leche	6,5 - 6,8
Agua pura	7	Neutral
Agua de mar	7.5 - 8.4	Base
Amoníaco	11,0 - 11,5
Lejía	12,5
Lejía	13,0 - 13,6

Los indicadores se pueden usar para medir el pH, aprovechando el hecho de que su color cambia con el pH. La comparación visual del color de una solución de prueba con una tabla de colores estándar proporciona un medio para medir el pH con precisión al número entero más cercano. Es posible realizar mediciones más precisas si el color se mide espectrofotométricamente, utilizando un colorímetro o espectrofotómetro . El indicador universal consiste en una mezcla de indicadores de manera que hay un cambio de color continuo desde aproximadamente pH 2 a pH 10. El papel indicador universal está hecho de papel absorbente que ha sido impregnado con indicador universal. Otro método para medir el pH es usar un medidor de pH electrónico .

pOH

Relación entre p [OH] y p [H] (rojo = región ácida, azul = región básica)

El pOH se usa a veces como una medida de la concentración de iones hidróxido, OH ^- . Los valores de pOH se derivan de las 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 K _W 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 alcalinidad del suelo .

Extremos de pH

La medición de pH por debajo de aproximadamente 2,5 (aproximadamente 0,003  mol dm ^{−3 de} ácido) y por encima de aproximadamente 10,5 (aproximadamente 0,0003 mol dm ⁻³ alcalino) requiere procedimientos especiales porque, cuando se usa el electrodo de vidrio, la ley de Nernst se rompe en esas condiciones. Varios factores contribuyen a esto. No se puede suponer que los potenciales de unión de líquidos sean independientes del pH. ^[16] Además, el pH extremo implica que la solución está concentrada, por lo que los potenciales de los electrodos se ven afectados por la variación de la fuerza iónica . 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. ^{[17] Se} encuentran disponibles electrodos especialmente construidos que superan en parte estos problemas.

La escorrentía de minas o relaves de minas puede producir valores de pH muy bajos. ^[18]

Soluciones no acuosas

Las concentraciones (actividades) de iones de hidrógeno se pueden medir en disolventes no acuosos. Los valores de pH basados ​​en estas mediciones pertenecen a una escala diferente de los valores de pH acuosos, porque las actividades se relacionan con diferentes estados estándar . La actividad de los iones de hidrógeno, un _{H ⁺} , se puede definir ^{[19] [20]} 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 del gas y T es la temperatura termodinámica . Por lo tanto, los valores de pH en las diferentes escalas no pueden compararse directamente debido a los diferentes 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 una función de acidez . Se pueden definir otras funciones de acidez. Por ejemplo, la función de acidez de Hammett , H ₀ , se ha desarrollado en relación con los superácidos .

Escala de pH absoluto unificada

El concepto de "escala de pH unificada" se ha desarrollado sobre la base del potencial químico absoluto del protón. Este modelo utiliza la definición ácido-base de Lewis . Esta escala se aplica a líquidos, gases e incluso sólidos. ^[21] En 2010, se propuso una nueva "escala de pH absoluto unificada" que permitiría que varios rangos de pH en diferentes soluciones utilicen un patrón de referencia de protones común. ^[22]

Aplicaciones

El agua pura es neutra. Cuando un ácido se disuelve en agua, el pH será inferior a 7 (25 ° C). Cuando se disuelve una base o álcali en agua, el pH será superior a 7. Una solución de un ácido fuerte, como el ácido clorhídrico , a una concentración de 1 mol dm ⁻³ tiene un pH de 0. Una solución de un ácido fuerte el álcali, como el hidróxido de sodio , a una concentración de 1 mol dm ^-3 , tiene un pH de 14. Por lo tanto, los valores de pH medidos estarán principalmente en el rango de 0 a 14, aunque los valores de pH negativos y los valores superiores a 14 son totalmente posibles. Dado que el pH es una escala logarítmica, una diferencia de una unidad de pH es equivalente a una diferencia de diez veces en la concentración de iones de hidrógeno.

El pH de neutralidad no es exactamente 7 (25 ° C), aunque es una buena aproximación en la mayoría de los casos. La neutralidad se define como la condición en la que [H ⁺ ] = [OH ^- ] (o las actividades son iguales). Dado que la autoionización del agua contiene el producto de estas concentraciones [H ⁺ ] × [OH ^- ] = K _w , se puede ver que en neutralidad [H ⁺ ] = [OH ^- ] = √ K _w , o pH = pK _con 2. pK _w es aproximadamente 14 pero depende de la fuerza iónica y la temperatura, por lo que el pH de neutralidad también lo hace. Agua pura y una solución de NaCl.en agua pura son ambos neutrales, ya que la disociación del agua produce el mismo número 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.

Si 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 iones de bicarbonato e hidrógeno (esencialmente creando ácido carbónico ).

${\displaystyle {\ce {CO2 + H2O <=> HCO3^- + H+}}}$

pH en el suelo

Clasificación de los rangos de pH del suelo

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: ^[23]

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

Denominación	rango de pH
Ultra ácido	<3,5
Extremadamente ácido	3,5–4,4
Muy fuertemente ácido	4.5–5.0
Fuertemente ácido	5.1–5.5
Moderadamente ácido	5,6–6,0
Ligeramente acido	6.1–6.5
Neutral	6,6–7,3
Ligeramente alcalino	7,4–7,8
Moderadamente alcalino	7,9–8,4
Fuertemente alcalino	8.5–9.0
Muy fuertemente alcalino	> 9,0

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 ^[24] del pH de la capa superficial del suelo en Europa muestra los suelos alcalinos en el Mediterráneo, Hungría, el este de Rumanía y el norte de Francia. Los países escandinavos, Portugal, Polonia y el norte de Alemania tienen suelos más ácidos.

pH en la naturaleza

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

Los pigmentos vegetales dependientes del pH que se pueden usar como indicadores de pH se encuentran en muchas plantas, como el hibisco , la col roja ( antocianina ) y las uvas ( vino tinto ). El jugo de los cítricos es ácido principalmente porque contiene ácido cítrico . Otros ácidos carboxílicos se encuentran en muchos sistemas vivos. Por ejemplo, el ácido láctico se produce mediante la actividad muscular . El estado de protonación de los derivados de fosfato , como el ATP , depende del pH. El funcionamiento de la enzima transportadora de oxígeno.la hemoglobina se ve afectada por el pH en un proceso conocido como efecto raíz .

Agua de mar

Ver también: acidificación del océano

El pH del agua de mar se limita típicamente a un rango entre 7,5 y 8,4. ^[25] Desempeña un papel importante en el ciclo del carbono del océano , y hay evidencia de una acidificación del océano en curso causada por las emisiones de dióxido de carbono . ^[26] Sin embargo, la medición del pH se complica por las propiedades químicas del agua de mar, y existen varias escalas de pH distintas en la oceanografía química . ^[27]

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 designación NBS o 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 amortiguadores basados ​​en agua de mar artificial . ^[28]Esta nueva serie resuelve el problema de las diferencias de fuerza iónica entre las muestras y de los tampones, y la nueva escala de pH se conoce como la 'escala total', a menudo indicado como pH _T . La escala total se definió utilizando un medio que contenía iones sulfato . Estos iones experimentan protonación, H ⁺ + SO²⁻
₄ ⇌ HSO^-
₄, de manera 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 lo convierte en una representación más simple de la concentración de iones de hidrógeno. Solo se puede determinar [H ⁺ ] _T , ^[29] por lo tanto, [H ⁺ ] _F debe estimarse utilizando el [SO²⁻
₄] y la constante de estabilidad de HSO^-
₄, K^*
_S:

[H ⁺ ] _F = [H ⁺ ] _T - [HSO^-
₄] = [H ⁺ ] _T (1 + [SO²⁻
₄] / K^*
_S) ⁻¹

Sin embargo, es difícil estimar K^*
_S en 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 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] + [HF]

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. Como consecuencia, para la mayoría de los propósitos 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 [H ⁺ ] _F

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

pH _SWS = - log ([H ⁺ ] _F + [HSO^-
₄] + [HF]) = - log [H ⁺ ] _SWS

En términos prácticos, las tres escalas de pH del agua de mar difieren en sus valores hasta en 0,12 unidades de pH, 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 . ^[27] Dado que omite la consideración de los iones sulfato y fluoruro, la escala libre es significativamente diferente tanto de la escala total como del agua de mar. Debido a la relativa poca importancia del ion fluoruro, las escalas total y de agua de mar difieren solo muy levemente.

Sistemas vivos

pH en sistemas vivos ^[30]

Compartimiento	pH
Ácido gástrico	1,5-3,5 [31]
Lisosomas	4.5
Piel humana	4,7 [32]
Gránulos de células cromafines	5.5
Orina	6.0
Citosol	7.2
Sangre (pH natural)	7.34–7.45
Líquido cefalorraquídeo (LCR)	7.5
Matriz mitocondrial	7.5
páncreas secreciones	8.1

El pH de diferentes compartimentos celulares, fluidos corporales y órganos generalmente está estrictamente regulado en un proceso llamado homeostasis ácido-base . El trastorno más común en la homeostasis ácido-base es la acidosis , lo que significa una sobrecarga ácida en el cuerpo, generalmente definida por un pH que cae por debajo de 7.35. La alcalosis es la condición opuesta, con un pH sanguíneo excesivamente alto.

El pH de la sangre suele ser ligeramente básico con un valor de pH 7,365. Este valor a menudo se denomina pH fisiológico en biología y medicina. La placa puede crear un ambiente ácido local que puede provocar caries por desmineralización. Las enzimas y otras proteínas tienen un rango de pH óptimo y pueden inactivarse o desnaturalizarse fuera de este rango.

Cálculos de pH

El cálculo del pH de una solución que contiene ácidos y / o bases es un ejemplo de cálculo de especiación química, es decir, un procedimiento matemático para calcular las concentraciones de todas las especies químicas que están presentes en la solución. La complejidad del procedimiento depende de la naturaleza de la solución. Para ácidos y bases fuertes no son necesarios cálculos excepto en situaciones extremas. El pH de una solución que contiene un ácido débil requiere la solución de una ecuación cuadrática . El pH de una solución que contiene una base débil puede requerir la solución de una ecuación cúbica . El caso general requiere la solución de un conjunto de ecuaciones simultáneas no lineales .

Un factor de complicación es que el agua en sí misma es un ácido débil y una base débil (ver anfoterismo ). Se disocia según el equilibrio.

${\displaystyle {\ce {2H2O <=> H3O+ (aq) + OH^-(aq)}}}$

con una constante de disociación , K _w definido como

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

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

Ácidos y bases fuertes

Los ácidos y bases fuertes son compuestos que, a efectos prácticos, están completamente disociados en agua. En circunstancias normales, esto significa que la concentración de iones de hidrógeno en una solución ácida puede considerarse igual a la concentración del ácido. El pH es entonces igual a menos el logaritmo del valor de concentración. El ácido clorhídrico (HCl) es un ejemplo de ácido fuerte. El pH de una solución 0,01 M de HCl es igual a −log ₁₀ (0,01), es decir, pH = 2. El hidróxido de sodio , NaOH, es un ejemplo de una base fuerte. El valor de p [OH] de una solución 0.01M de NaOH es igual a −log ₁₀(0.01), es decir, p [OH] = 2. De la definición de p [OH] anterior, esto significa que el pH es igual a aproximadamente 12. Para soluciones de hidróxido de sodio en concentraciones más altas, el equilibrio de autoionización debe ser tenido en cuenta.

La autoionización también debe considerarse cuando las concentraciones son extremadamente bajas. Considere, por ejemplo, una solución de ácido clorhídrico a una concentración de 5 × 10 ⁻⁸ M. El procedimiento simple que se dio arriba sugeriría que tiene un pH de 7.3. Esto es claramente incorrecto, ya que una solución ácida debe tener un pH inferior a 7. Al tratar el sistema como una mezcla de ácido clorhídrico y la sustancia anfótera agua, se obtiene un pH de 6,89. ^[33]

Ácidos y bases débiles

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

${\displaystyle {\begin{cases}{\ce {Acid:}}&{\ce {HA <=> H+ + A^-}}\\{\ce {Base:}}&{\ce {HA+ <=> H+ + A}}\end{cases}}}$

Primero, una constante de disociación ácida se define como sigue. Las cargas eléctricas se omiten de las ecuaciones posteriores en aras de la generalidad.

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

y se supone que su valor ha sido determinado por experimento. Siendo esto así, hay tres concentraciones desconocidas, [HA], [H ⁺ ] y [A ^- ] para determinar por cálculo. Se necesitan dos ecuaciones adicionales. Una forma de proporcionarlos es aplicar la ley de conservación de masas 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 a casos más complicados como los siguientes. Junto con la ecuación que define a 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, entonces [A] = [H]. Después de alguna manipulación algebraica adicional, se puede obtener una ecuación en 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 hidrógeno y por lo tanto p [H] o, más libremente, pH. Este procedimiento se ilustra en una mesa de ICE que también se puede utilizar para calcular el pH cuando algunos (fuerte) ácido o alcalino adicional se ha añadido al sistema, es decir, cuando C _A ≠ C _H .

Por ejemplo, ¿cuál es el pH de una solución 0.01M 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 las 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${\displaystyle {\frac {K_{w}}{{\ce {[H+]}}}}}$

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

En este caso, la ecuación resultante en [H] es una ecuación cúbica.

Método general

Algunos sistemas, como los ácidos polipróticos, son susceptibles de cálculos en hojas de cálculo. ^[34] 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 actividades. Se requieren expresiones mucho más complicadas si se van a utilizar actividades.

Hay 3 ecuaciones simultáneas no lineales en las tres incógnitas, [A], [B] y [H]. Debido a que las ecuaciones no son lineales y a que las concentraciones pueden variar en muchas potencias de 10, la solución de estas ecuaciones no es sencilla. Sin embargo, hay muchos programas de computadora 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 formalismo, es un elemento clave en la determinación de las constantes de equilibrio por titulación potenciométrica.

Ver también

• Dieta alcalina
• Gasometría arterial
• Equilibrio químico
• pCO2

Notas

1. Medido en unidades de moles por litro.

Referencias

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Enlaces externos

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