pH
Para a doenza pulmonar denominada PH ver Pneumonite por hipersensibilidade.
| 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 |
| 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 man | 9.0 - 10.0 |
| Amoníaco caseiro | 11.5 |
| Cloro | 12.5 |
| Hidróxido de sodio caseiro | 13.5 |
O valor do pH é un número aproximado, entre 0 e 14, que indica se unha solución é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7)
Definición
editarO 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 ión de hidróxeno (H+). Ás veces se fai vir do latín pondus hydroxenii. O "p" equivale ao logaritmo negativo de base 10 da actividade dos ións a que se refire, ou sexa,
en que [H+] representa a actividade de H+ en mol/dm3.
pOH
editarDo 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), pódese 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 do pH
editar
O pH pode ser determinado:
- por adición dun indicador de pH na solución a analizar. A cor do indicador varía segundo o pH da solución.
- usando un medidor de pH axuntado a un eléctrodo de pH
Os indicadores máis comúns para medir o pH dunha substancia son a fenolftaleína, o laranxa de metilo e o azul de bromofenol.
Cálculo de pH dalgunhas solucións acuosas
editarO valor de pH dunha solución pode ser estimado se se souber a concentración en ións H+. Preséntanse a continuación varios exemplos:
Solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 0,1M:
- Este é un ácido forte, por iso atópase completamente disociado e atópase suficientemente diluído como para que a concentración de H+
sexa próxima á concentración molar dada. 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 como para que a concentración de OH- sexa próxima á da concentración molar dada. 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:
- A solución é [H+]=x=3,9×10−3. A través da definición de pH, obténse pH=-log[3,9×10−3]=2,4.