El documento explica conceptos clave relacionados con el pH. Define pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio y pOH como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidroxilo. Describe cómo medir el pH usando indicadores de pH o un pH-metro y explica cómo las disoluciones amortiguadoras pueden resistir cambios en el pH a pesar de añadir ácidos o bases.

2. pH
 Cuando se habla de pH (potencial de hidrogeniones) hablamos de la acidez
de una disolución, indicando la concentración de iones hidronio en la
sustancia. En las escalas del pH y el pOH permiten expresar de manera
conveniente la acidez y la basicidad de las disoluciones acuosas diluidas. El
pH y el pOH de una disolución se define como:
 pH = – log [H3O+] ó [H3O+] =10-pH
 pOH = – log [OH-] ó [OH-] = 10-pH
 Téngase en cuenta que se emplea pH en ves de pH3O. En la época en
que surgió el concepto de pH H3O+ se representaba como H+. Se emplean
varios términos ”p”. En general, mas que un símbolo, “p” significa el
“logaritmo negativo del símbolo”; por tanto, pH es el logaritmo negativo de la
concentración de H3O+, pOH es el logaritmo negativo de la concentración de
pOH- y pK se refiere al logaritmo negativo de una constante de
equilibrio. resulta conveniente describir la autoionización del agua (H2O)
en términos de pKw.
 pKw = – log Kw (= 14.0 a 25 ºC)

3. pOH
 En química, concretamente en el estudio de la química
ácido-base, se define el pOH como
el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de
los aniones hidroxilo , o también en términos
de concentración de éstos.
 Su Expresión es:

5. MEDIDA DEL pH
 Para medir el pH de una disolución podemos emplear dos
métodos, en función de la precisión con que queramos
hacer la medida:
 Para realizar medidas del pH que no necesiten ser muy
precisas se utilizan unas sustancias llamadas indicadores,
que varían reversiblemente de color en función del pH del
medio en que están disueltas. Se pueden añadir
directamente a la disolución o utilizarlas en forma de tiras
de papel indicador (tabla inferior).
 Para realizar medidas exactas se utiliza un pH-metro,
que mide el pH ( la tabla inferior) por un método
potenciométrico

7. DEFINICION DE UNA BASE
 Una base es, en primera aproximación (según Arrhenius),
cualquier sustancia que
en disolución acuosa aporta iones OH− al medio. Un
ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH:
 KOH → OH− + K+ (en disolución acuosa)Los conceptos de
base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad
(o alcalinidad) de un medio acuoso se utiliza el concepto de
pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que
pH + pOH = pKw, (Kw en CNPT es igual a 10−14). Por este
motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos
como para bases.

8. INDICADORES DEL pH
 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.
 Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 -
4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un
pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores
rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como
la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado),
pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se
obtiene curcumina, y otros(entre los cuales podemos destacar a la col morada y
la piel de ciruela, que son usadas por algunas culturas indígenas).
 Los indicadores de pH tienen una constante de protonación, , que informa
sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del
indicador.

10. INSTRUMENTOS DE MEDICION DEL
pH
 ELECTRO DE REFERENCIA: El potencial del Electrodo de medición
no puede ser medido individualmente. Es necesario un Electrodo De
referencia.
 El potencial de este electrodo debe ser Independiente del potencial de
la muestra

14. TEORIA ACIDOS Y BASE
 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

15.  Bronsted – Lowry: Las definiciones de Bronsted - Lorwy
son,
 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-
 Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el
ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco
líquido, que actúa como una base en una disolución
acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua
cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion
negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base + H+

16.  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)

17.  Gilbert Newton 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

18. AMORTIGUADORES DEL pH
 Una disolución amortiguadora es aquella en la que se realiza una de las dos siguientes mezclas :
 Un ácido débil con la sal de ese mismo ácido y una base fuerte.
 Una base débil con la sal de esa misma base y un ácido fuerte.
 Se caracterizan por ofrecer una gran resistencia a modificar su pH a pesar de que se les añada un ácido
o una base. Por ello son de gran importancia en los procesos bioquímicos de los seres vivos.
 La manera en que este tipo de disoluciones actúa puede verse mediante el estudio de un ejemplo de
cada uno de los casos expuestos :
 DISOLUCION REGULADORA ACETICO / ACETATO SODICO :
 La disociación del ácido acético será :
 CH3COOH + H2O--------CH3COO- + H3O+
 que estará desplazada hacia la izquierda por la presencia en el medio de ion acetato procedente del
acetato sódico.
 La disociación del acetato sódico será :
 CH3COONa------CH3COO- + Na+
 las dos disociaciones conllevan la hidrólisis del ión acetato.
 CH3COO- + H2O Û CH3COOH + OH-
 que estará desplazado hacia la izquierda como consecuencia de existir en el medio ácido acético.
 Esta mezcla actuará , como disolución reguladora del pH, como sigue :
 Si agregamos un ácido fuerte, los protones de su disociación reaccionarán con el ion acetato
formando ácido acético muy poco disociado.
Si se agrega una base fuerte, los iones OH-, desaparecen por neutralización con el ácido acético.