1. EL PH
Presentado por:
Adriana Liberato
Grado: 11°

2. CONCEPTO
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. 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.

3. ESCALA DEL PH
La escala de pH típicamente va de 0 a 14 en disolución
acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH
menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es
mayor, porque hay más iones en la disolución)
y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica
la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es
agua).

4. MEDICIÓN CUALITATIVA Y CUANTITATIVA
Medición Cualitativa:
El pH de una disolución puede medirse mediante una
valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base)
con una cantidad determinada de base (o ácido) de
concentración conocida, en presencia de un indicador (un
compuesto cuyo color varía con 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.

5. Medición Cuantitativa:
Se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que
se origina entre dos electrodos: un electrodo de
referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un
electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.
El valor del pH se puede medir de forma precisa
mediante un potenciómetro, también conocido como pH-
metro (/pe achímetro/ o /pe ache metro/).

6. Ejemplo:
El ácido de batería de automóviles
tiene valores cercanos de pH
menores que uno.

7. EQUIPOS PARA MEDIR PH
• Indicadores
Usa un trozo de papel indicador del pH. Cuando se introduce el
papel en una solución, éste cambia de color. Cada color diferente
indica un valor de pH diferente.

8. • Potenciómetro también conocido como pH-metro.
• Electrodos de PH

9. • Transmisores de PH

10. AMORTIGUADORES DE PH
Un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución
reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de
un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente
activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de
una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas
de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia, ya que
solamente un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la
célula puede producir un paro en la actividad de las enzimas. Cada
sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de
la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en
el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida.

11. Soluciones – Buffers de Calibración

13. Reacción Ácido-Base
Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción
química que ocurre entre un ácido y una base. Las reacciones de
neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que
desprenden energía en forma de calor.
Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas
para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y
su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas.
A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone
de manifiesto en los diferentes métodos de análisis, cuando se aplica a
reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el
carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente.

14. Propiedades generales de Ácidos y Bases
ÁCIDOS
• Tienen sabor agrio como en el caso
del ácido cítrico en la naranja y
el limón.
• Cambian el color del papel tornasol
azul a rosa, el anaranjado de metilo
de anaranjado a rojo y deja incolora
a la fenolftaleína.
• Son corrosivos.
• Producen quemaduras de la piel.
• Son buenos conductores de
electricidad en disoluciones acuosas.
• Reaccionan con metales activos
formando una sal e hidrógeno.
• Reaccionan con bases para formar
una sal más agua.
• Reaccionan con óxidos metálicos
para formar una sal más agua.
BASES
• Poseen un sabor amargo característico.
• Sus disoluciones conducen la corriente
eléctrica.
• Cambian el papel tornasol rojo en azul.
• La mayoría son irritantes para la piel
(cáusticos).
• Tienen un tacto jabonoso.
• Son solubles en agua (sobre todo
los Álcalis).
• Sus átomos se rompen con facilidad.
• Reaccionan con ácidos formando sal y
agua.

15. TEORÍAS HISTÓRICAS
Definición de Lavoisier
Dado que el conocimiento de Lavoisier de los ácidos fuertes estaba
restringido principalmente a los oxiácidos, que tienden a contener
átomos centrales en un alto estado de oxidación rodeados de átomos
de oxígeno, tales como el HNO3 y el H2SO4, y puesto que no era
consciente de la verdadera composición de los ácidos
hidrácidos (HF, HCl, HBr, y HI), definió los ácidos en términos del
“oxígeno” contenido, que él llamó de esta forma a partir de las palabras
griegas que significan "formador de ácido" (del griego οξυς (oxys) que
significa "ácido" o "sostenido" y γεινομαι (geinomai) que significa
"engendrar").
La definición de Lavoisier, se celebró como una verdad absoluta durante
más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y posteriores conferencias a
cargo de Sir Humphry Davy en las que demostró la carencia de oxígeno
en el H2S, H2Te y los hidrácidos.

16. Definición de Liebig
Esta definición fue propuesta por Justus
von Liebig, aproximadamente en 1838,
sobre la base de su extensa obra acerca
de la composición química de los ácidos
orgánicos. Esto acabó con la distinción
doctrinal entre ácidos basados en el
oxígeno y ácidos basados en hidrógeno,
iniciada por Davy. Según Liebig, un ácido
es una sustancia que contiene hidrógeno
que puede ser reemplazado por
un metal. La definición de Liebig, aún
siendo completamente empírica, se
mantuvo en uso durante casi 50 años,
hasta la adopción de la definición de
Arrhenius.

17. TEORÍAS COMUNES
Definición de Arrhenius
las reacciones ácido-base se caracterizan por los
ácidos de Arrhenius, que se disocian en solución
acuosa formando iones hidrógeno (H+), reconocidos
posteriormente como ion hidronio (H3O+), y las
bases de Arrhenius, que forman aniones hidróxilo
(OH−). La definición de Arrhenius se puede resumir
como "los ácidos de Arrhenius, en solución
acuosa, forman iones hidrógeno, mientras que las
bases de Arrhenius forman iones hidróxilo"

18. Definición de Brønsted-Lowry
La definición de Brønsted-Lowry, formulada
independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus
Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de
la protonación de las bases a través de la desprotonación de los
ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones
hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez los aceptan.
- Ácido: es un compuesto que puede donar un protón.
- Base: es un compuesto que puede recibir un protón.

19. Definición de Lewis
La propuesta de Lewis define a una base
(conocida como base de Lewis) al compuesto
que puede donar un par electrónico, y un ácido
(un ácido de Lewis) como un compuesto que
puede recibir dicho par electrónico.