PH

Alguns valores comuns de pH

Substancia	pH
Ácido de batería	<1.0
Sugo gástrico	2.0
Sugo de limán	2.4
Cola (refrixerante)	2.5
Vinagre	2.9
zume de laranxa ou mazá	3.5
Cervexa	4.5
Café	5.0
Té	5.5
Choiva ácida	< 5.6
Saliva pacientes con cancro	4.5-5.7
Leite	6.5
Auga pura	7.0
Saliva humana	6.5-7.4
Sangue	7.34 - 7.45
Auga do mar	8.0
Xabón de mán	9.0 - 10.0
Amonio caseiro	11.5
Cloro	12.5
Hidróxido de sodio caseiro	13.5

O valor do pH é un número aproximado, xeralmente entre 0 e 14, que indica se unha solución é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7)

Definición

O pH ou potencial de hidróxeno iónico, é un índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade dun meo calquer. O concepto foi introducido por S. P. L. Sørensen en 1909. O "p" ven do alemán potenz, que significa poder de concentración, e o "H" é para o íon de hidróxeno (H⁺). Ás veces é referido do latín pondus hydroxenii. O "p" equivale ao simétrico do logaritmo de base 10 da actividade dos ións a que se refere, ou sexa,

${\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]$

en que [H⁺] representa a actividade de H⁺ en mol/dm³.

pOH

Do mesmo modo podese definir o pOH en relación á concentración de ións OH^-. A partir da constante de disociación da auga que ten o valor de 10^-14 á temperatura de 298 K (25°C), podese determinar a relación entre o pOH e o pH. Así pola definición de K_w tense a relación entre as dúas actividades:

K_w =[H⁺][OH^-]

Ao aplicar logaritmos, obtense a relación entre o pH e o pOH:

pK_w=pH+pOH=14

Medida de pH

A Hydrangea macrophylla ten flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. En solos ácidos as flores son azuis, mentres que en solos alcalinos son rosa [1]

O pH pode ser determinado:

• por adición dun indicador de pH na solución en análise. A cor do indicador varía segundo o pH da solución.
• usando un medidor de pH acoplado a un electrodo de pH

Un indicador é usado para medir o pH dunha substancia. Indicadores comúns son a fenolftaleína, o laranxa de metilo e o azul de bromofenol.

Cálculo de pH de algunhas solucións acuosas

O valor de pH dunha solución pode ser estimado se se souber a concentración en ións H⁺. Presentanse a continuación varios exemplos:

Solución acosa de Ácido clorhídrico (HCl) 0,1M:

Este é un ácido forte, por iso atopase completamente disociado e atopase suficientemente diluído para que a actividade sexa próxima da concentración. Así [H⁺]=0,1 M e pH=-log[0,1]=1.

Solución acuosa de hidróxido de Sodio (NaOH) 0,1M:

Esta é unha base forte, por iso se atopa completamente disociada e atopase suficientemente diluída para que a actividade sexa próxima da concentración. Así [OH^-]=0,1 M e pOH=-log[0,1]=1. Logo pH=14-1=13

Solución acuosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1M:

Este é un ácido fraco, que non está completamente disociado. Por iso debese determinar primeiro a concentración de H⁺.

Para ácidos fracos debese ter en conta a constante de disociación do ácido:

K_a = [H⁺][A^-] / [HA]

A constante de disociación do ácido fórmico ten o valor de K_a = 1,6 × 10⁻⁴. Así considerando que [A^-]é igual a x, [HA] hai-de ser a parte que non se disociou, ou sexa 0,1-x. Se desprezarmos a ionización da auga, concluímos que a única fonte de H⁺ é o ácido, así [H⁺]=[A^-]. Substituíndo as variables obtense:

$1.6\times 10^{-4}={\frac {x^{2}}{0.1-x}}$

A solución é [H⁺]=x=3,9×10⁻³. A través da definición de pH, obténse pH=-log[3,9×10⁻³]=2,4.

Máis sobre estimativa de pH...