1. Estudiantes : Stevens Villanueva
Tatiana Carrero
Esteban Ramos
Viviana Bastos

2. Concepto
Escala de PH
Medición Cualitativa
Medición Cuantitativa
Indicadores de PH
Equipos para medir PH
Teorias Acidos y Bases
Amortiguadores de PH
Links relacionados con el tema

3.  El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El
pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en
determinadas sustancias.
 La sigla significa „potencial hidrógeno‟, „potencial de hidrógeno‟ o
„potencial de hidrogeniones‟
(pondus Hydrogenii o potentiaHydrogenii; del latín pondus, n. =
peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este
término fue acuñado por el químico danés S. P. L. Sørensen (1868-
1939), quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de
la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
 Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por
lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y
complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad
del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la
concentración molar del ion hidrógeno.

5.  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 cualitativos para la
determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador
mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja
de metilo.

6.  Para establecer cuantitativamente la acidez o basicidad de una
disolución, en lugar de usar las concentraciones de OH-
o H3O+ resulta más cómodo usar su logaritmo cambiado de signo,
llamado POH y pH respectivamente.
 El cambio de signo se hace con el fin de que el pH sea un número
positivo (aunque no siempre, sí en la mayoría de los casos).
 La idea de la escala de pH, esto es, de tomar el logaritmo decimal
cambiado de signo, se ha generalizado no solo para expresar la
concentración de otros iones, sino también de constantes de
equilibrio, sobre todo cuando son pequeñas. Así, por ejemplo, se
utiliza con mucha frecuencia la notación: pKa = - lg Ka.

7.  Un indicador de pH es una sustancia que permite
medir el pH de un medio. Habitualmente, se
utilizan como indicador de las sustancias químicas
que cambian su color al cambiar el pH de
la disolución. El cambio de color se debe a un
cambio estructural inducido por la protonación o
desprotonación de la especie. Los
indicadores Ácido-base tienen un intervalo de
viraje de unas dos unidades de pH, en la que
cambian la disolución en la que se encuentran de
un color a otro, o de una disolución incolora, a una
coloreada.

9.  Según Svante August Arrhenius: Él definió los
ácidos como sustancias químicas que contenían
hidrógeno, y que disueltas en agua producían una
concentración de iones hidrógeno o protones, mayor
que la existente en el agua pura. Del mismo modo,
Arrhenius definió una base como una sustancia que
disuelta en agua producía un exceso de iones
hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
 H+ + OH- H2O
 Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
 El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el
magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y
cloruro de magnesio.
 2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)

10.  Según Bronsted – Lowry: Las definiciones de Arrhenius de
los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones
acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos
estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se
encontraron compuestos que actuaban como bases pero no
había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.
 Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones,
pues dona un ion hidrógeno, H+
 Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues
acepta un ion hidrógeno, H-.
 Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
 En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con
agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de
protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de
acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases.
En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el
agua, el receptor de protones (la base) es el agua.
 HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

11.  Según Gilbert Newton Lewis : Según esta teoría, un
ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión
hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las
definiciones de Lewis expanden el modelo ácido -
base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
 Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen
una importancia especial en la química orgánica, pero
las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry
son por lo general adecuadas para explicar las
reacciones en solución acuosa.
 Ejemplo de la teoría de Lewis:
 El amoníaco se comporta como una base, pues es
capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de
boro para formar un par ácido-base:
 H3N: + BF3ðH3N-BF3

12.  Las soluciones con capacidad amortiguadora de
pH son denominadas “Buffer”, este tipo de
soluciones poseen la propiedad de no tener una
variación significativo en los valores de pH a
medida que se las va agregando moles de OH- ó
H+, por este motivo son muy importantes en el
desarrollo de la vida de los seres vivos, ya que
actúan sobre el organismo, evitando una
acidificación o alcalinización cuando se agregan al
organismo, por varios medios, moles o unidades
de radicales H+ ó OH- respectivamente.

13. Videos :
http://www.youtube.com/watch?v=Qv5huC
8Gxec
Paginas :
http://es.wikipedia.org/wiki/PH
http://html.rincondelvago.com/acidos-y-
bases_teorias-de-arrhenius-lowry-y-
lewis.html