pH

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.

Para a doenza pulmonar denominada PH ver Pneumonite por hipersensibilidade.

Algúns valores comúns de pH
Substancia pH
Ácido de batería <1.0
zume gástrico 2.0
zume de limón 2.4
Cola (refrixerante) 2.5
Vinagre 2.9
zume de laranxa ou mazá 3.5
Cervexa 4.5
Café 5.0
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[editar | editar a fonte]

O pH ou potencial de hidróxeno iónico, é un índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade dun medio calquera. 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 refire, ou sexa,

\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{H}^+ \right]

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

pOH[editar | editar a fonte]

Do mesmo modo pódese 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 Kw tense a relación entre as dúas actividades:

Kw =[H+][OH-]

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

pKw=pH+pOH=14

Medida de pH[editar | editar a fonte]

A Hydrangea macrophylla (hortensia).

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 axuntado a un eléctrodo 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 dalgunhas solucións acuosas[editar | editar a fonte]

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

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

Este é un ácido forte, por iso atópase completamente disociado e atópase 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 está completamente disociada e atópase 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 feble, que non está completamente disociado. Por iso débese determinar primeiro a concentración de H+.
Para ácidos febles débese ter en conta a constante de disociación do ácido:
Ka = [H+][A-] / [HA]
A constante de disociación do ácido fórmico ten o valor de Ka = 1,6 × 10−4. Así considerando que [A-]é igual a x, [HA] ha de ser a parte que non se disociou, ou sexa 0,1-x. Se desprezamos 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.

Notas[editar | editar a fonte]

  1. [1] ]]

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]