Identificar ph

1. Lesly Carolina Valencia Pérez
Heidy Alejandra Valencia Pérez
Leidy Tatiana Guzmán Ríos
11-1

2.  Introducción
 Definición
 Componentes
 Medición Del pH
 pH En Algunas Sustancias
 Escala Del pH
 Los Ácidos y Bases
 Ionización Del PH
 Palabras Claves Del PH

3. Ácidos Fuertes
 Los ácidos fuerte, llamados también electrolitos fuertes,
son aquellos que en disolución acuosa se disocian por
completo, y, por lo tanto, ceden a la solución una cantidad
de iones de H+.
 Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la mayoría de
los metales y producen graves quemaduras en la piel.

4.  Los ácidos débiles son ácidos que en la solución acuosa no disocian por
completo, es decir, que liberan sólo por una parte muy pequeña de sus
iones H+. Son ácidos débiles el ácido acético (Vinagre), el ácido fosfórico
y todos los ácidos orgánicos
 El ácido acético es un buen ejemplo de ácido débil, porque en una
disolución acuosa 1ama se ioniza menos de 0,5 % de las moléculas del
ácido y 99,5% permanece como moléculas.
 Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo mismo que su
concentración. La concentración, es la cantidad de soluto disuelto en un
volumen dado de la disolución; en cambio la fuerza es la disolución de
sus moléculas en iones.
 Tanto la fuerza como la concentración de los ácidos son importantes para
determinar el tipo d reacción que un ácido puede llevar a cabo, así como
cuánto daño puede hacer a las células del organismo.
 Ejemplo:, los ácidos fuertes, como el clorhídrico y el sulfúrico, causan
severos daños a la piel, ojos y muchas cosas, en aun bajas
concentraciones. En cambio los ácidos débiles en bajas concentraciones,
como el vinagre , no suelen ser peligrosos pero podrían llegar a serlo : le
mismo ácido acético concentrado causa quemaduras y provoca irritación
en el tuvo respiratorio si se inhala sus vapores.
 Las bases también pueden clasificarse como débiles y fuertes, según la
cantidad de iones que liberan en una solución

5. El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una
disolución. El pH indica la concentración de iones
hidronio [H3O]+ presentes en determinadas
disoluciones.
 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.
 Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10−7 M (0,0000001) es
simplemente un pH de 7, ya que pH = –log[10−7] = 7
 En disolución acuosa, la escala de pH varía, típicamente, de 0 a 14. Son ácidas
las disoluciones con pH menores que 7 (el valor del exponente de la
concentración es mayor, porque hay más iones en la disolución) y alcalinas las
de pH superiores a 7. Si el disolvente es agua, el pH = 7 indica neutralidad de
la disolución

6.  El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:
 mbox{pH} = -log_{10} left[ mbox{a}_{H^+} right]
 Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución p = –log[...].
También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH−.
 Puesto que el agua está adulterada en una pequeña extensión en iones OH– y H3O+, se tiene:
 K (constante)w (water; agua) = [H3O+]·[OH–] = 10–14, donde [H3O+] es la concentración de iones
hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del
agua, que vale 10−14.
 Por lo tanto,
 log Kw = log [H3O+] + log [OH–]
 –14 = log [H3O+] + log [OH–]
 14 = –log [H3O+] – log [OH–]
 pH + pOH = 14
 Por lo que se pueden relacionar directamente los valores del pH y del pOH.
 En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7
puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra está relacionado con la constante de
disociación del disolvente en el que se trabaje.

7.  Las normas del pH empiezan con una definición de pH. La
p viene de la palabra poder. La H por supuesto es el
símbolo de el elemento hidrógeno. Juntos el término pH
significa hidrión exponente iónico. A medida que el
potencial de liberar iones de hidrogeno incrementan en
una sustancia el valor del pH sera menor. Es así como a
mayor grado de acidez la lectura del pH será más baja.
 La escala del pH es logarísmica, significando que los
valores separando cada unidad no son iguales en la escala
por el contrario incrementan de manera proporcional a la
distancia a la que se encuentren de la mitad de la escala el
punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad.

8.  El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido
como pH-metro (/pe achímetro/ o /pe ache metro/), un instrumento que mide la diferencia de
potencial 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 pH de una disolución se puede medir también de manera aproximada empleando indicadores:
ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel
indicador, que consiste en papel impregnado con una mezcla de indicadores cualitativos para la
determinación del pH. El indicador más conocido es el papel de litmus o papel tornasol. Otros
indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.
 A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los
valores de pH también pueden ser aún menores que 1 o aún mayores que 14. Por ejemplo el ácido
de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno. Por contraste, el
hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.
 A 25 °C, un pH igual a 7 es neutro, uno menor que 7 es ácido, y si es mayor que 7 es básico. A
distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del
agua (kw).
 La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en
ciencias tales como química, bioquímica y química de suelos. El pH determina muchas
características notables de la estructura y de la actividad de las biomacromoléculas y, por tanto,
del comportamiento de células y organismos.
 En 1909, el químico danés Sørensen definió el potencial de hidrógeno (pH) como el logaritmo
negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones
hidrógeno

9.  Vinagre: color rosado (sustancia ácida)
 Bicarbonato de sodio: color verde (sustancia
alcalina)
 Limón: color fucsia (sustancia ácida)
 Agua: color violeta (sustancia neutra)
 Leche:
 Zumo De Limón:

11.  Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los
ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de
determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases
tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una
disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización.
Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico
y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
 H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4
 Primeras teorías
 Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés
Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua
se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el
químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) 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
 La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de
ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que
contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones
acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en
ausencia de agua

12.  Un ion hidrogeno se disocia de su átomo de oxigeno de la
molécula (unidos por enlace covalente), y pasa a unirse con el
átomo de oxígeno de la otra molécula, con el que ya mantenía
relaciones mediante el enlace de hidrógeno.
 Como vemos, el agua no es un líquido químicamente puro, ya que
se trata de una solución iónica que siempre contiene algunos
iones H3O+ y OH- . (Se utiliza el símbolo H+, en lugar de H3O+).
 El producto [H+]·[OH-]= 10-14, se denomina producto iónico del
agua, y constituye la base para establecer la escala de pH, que
mide la acidez o alcalinidad de una disolución acuosa , es decir,
su concentración de iones [H+] o [OH-] respectivamente.
Definimos el pH como:
 pH=-log[H+]
 El pH del agua es 7 y lo consideramos neutro

13.  Los ácidos fuerte, llamados también electrolitos fuertes,
son aquellos que en disolución acuosa se disocian por
completo, y, por lo tanto, ceden a la solución una cantidad
de iones de H+.
 Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la mayoría de
los metales y producen graves quemaduras en la piel

14.  Los ácidos débiles son ácidos que en la solución acuosa no disocian por
completo, es decir, que liberan sólo por una parte muy pequeña de sus
iones H+. Son ácidos débiles el ácido acético (Vinagre), el ácido fosfórico
y todos los ácidos orgánicos
 El ácido acético es un buen ejemplo de ácido débil, porque en una
disolución acuosa 1ama se ioniza menos de 0,5 % de las moléculas del
ácido y 99,5% permanece como moléculas.
 Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo mismo que su
concentración. La concentración, es la cantidad de soluto disuelto en un
volumen dado de la disolución; en cambio la fuerza es la disolución de
sus moléculas en iones.
 Tanto la fuerza como la concentración de los ácidos son importantes para
determinar el tipo d reacción que un ácido puede llevar a cabo, así como
cuánto daño puede hacer a las células del organismo.
 Ejemplo:, los ácidos fuertes, como el clorhídrico y el sulfúrico, causan
severos daños a la piel, ojos y muchas cosas, en aun bajas
concentraciones. En cambio los ácidos débiles en bajas concentraciones,
como el vinagre , no suelen ser peligrosos pero podrían llegar a serlo : le
mismo ácido acético concentrado causa quemaduras y provoca irritación
en el tuvo respiratorio si se inhala sus vapores.
 Las bases también pueden clasificarse como débiles y fuertes, según la
cantidad de iones que liberan en una solución

15.  Las bases fuerte, llamadas también electrolitos fuertes, son aquellas
capaces de disociarse totalmente en iones de Hidróxido
 Por lo general, los óxidos e hidróxidos de los grupos alcalinos y
alcalinotérreos forman bases fuerte.
 Las base fuerte, aún en bajas concentraciones resultan ser muy
corrosivas y dañinas para los tejidos, animales y vegetales.
 Por ejemplo el NaOH o soda cáustica (producto que puede encontrase con
frecuencia en los hogares) es ALTERNAMENTE REACTIVO, por lo que
resulta muy útil para la limpieza de las tuberías atascadas por diversos
residuos. Este producto debe manejarse con cuidad, porque puede
producir quemaduras en la piel.

16.  Base débiles son sustancias que en disolución acuosa no se
disocian por ejemplo en sus iones. Por ejemplo, el
amoniaco es una base débil, porque en una solución acuosa
1M solo 0,5 % de sus moléculas se disocian en iones de
amonio y iones de OH Y cerca de 99,5% permanece intacto
 Otras bases son el hidróxido de aluminio y el hidróxido
férrico
 La gran mayoría de ácidos y de bases se clasifican como
débiles, pero por ese motivo no dejan de ser importantes.
La mayor parte de las reacciones químicas en los seres
vivos se producen se producen entre ácidos y bases
débiles, de allí la gran importancia de su comportamiento.
 Las bases débiles concentradas también deben manejarse
con cuidado, pues resultan dañinas y hasta venenosas. Un
ejemplo es el amoniaco, que en solución acuosa se conoce
como hidróxido de amoniaco: en contacto con el aire libre
libera gas amoniaco con gran rapidez. Este gas es muy
tóxico si se inhala, e irrita ojos y mucosa.