El documento define los conceptos de pH y pOH relacionados con las teorías ácido-base. Explica que el pH mide el grado de acidez o basicidad de sustancias en una escala de 0 a 14, y que el pOH es el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-. También describe las diferencias entre electrolitos fuertes y débiles, y cómo esto afecta el cálculo del pH. Finalmente, introduce el concepto de soluciones tampón y cómo estas contrarrestan cambios en el pH.

1. DEFINICION DE PH Y POH
• LA DEFINICIÓN DE ÁCIDOS Y BASES HA IDO MODIFICÁNDOSE CON
EL TIEMPO. AL PRINCIPIO ARRHENIUS FUE QUIEN CLASIFICO A
LOS ÁCIDOS COMO AQUELLAS SUSTANCIAS QUE SON CAPACES DE
LIBERAR PROTONES (H+) Y A LAS BASES COMO AQUELLAS
SUSTANCIAS QUE PUEDEN LIBERAR IONES OH-. ESTA TEORÍA TENÍA
ALGUNAS LIMITACIONES YA QUE ALGUNAS SUSTANCIAS PODÍAN
COMPORTARSE COMO BASES SIN TENER EN SU MOLÉCULA EL ION
OH-. POR EJEMPLO EL NH3. APARTE PARA ARRHENIUS SOLO EXISTÍA
EL MEDIO ACUOSO Y HOY ES SABIDO QUE EN MEDIOS DISTINTOS
TAMBIÉN EXISTEN REACCIONES ÁCIDO-BASE.
• BRÖNSTED Y LOWRY POSTERIORMENTE PROPUSIERON OTRA TEORÍA
EN LA CUAL LOS ÁCIDOS Y BASES ACTÚAN COMO PARES
CONJUGADOS. ÁCIDO ES AQUELLA SUSTANCIA CAPAZ DE APORTAR
PROTONES Y BASE AQUELLA SUSTANCIA CAPAZ DE CAPTARLOS. NO
TIENE PRESENTE EN SU DEFINICIÓN AL ION OH-.

2. PH
• EL PH, ABREVIATURA DE POTENCIAL HIDRÓGENO, ES UN
PARÁMETRO MUY USADO EN QUÍMICA PARA MEDIR EL GRADO
DE ACIDEZ O ALCALINIDAD DE LAS SUSTANCIAS. ESTO TIENE
ENORME IMPORTANCIA EN MUCHOS PROCESOS TANTO
QUÍMICOS COMO BIOLÓGICOS. ES UN FACTOR CLAVE PARA
QUE MUCHAS REACCIONES SE HAGAN O NO. POR EJEMPLO EN
BIOLOGÍA LAS ENZIMAS RESPONSABLES DE REACCIONES
BIOQUÍMICAS TIENEN UNA ACTIVIDAD MÁXIMA BAJO CIERTO
RANGO DE PH. FUERA DE ESE RANGO DECAE MUCHO
SU ACTIVIDAD CATALÍTICA. NUESTRA SANGRE TIENE UN PH
ENTRE 7,35 Y 7,45. APENAS FUERA DE ESE RANGO ESTÁN
COMPROMETIDAS NUESTRAS FUNCIONESVITALES. EN LOS
ALIMENTOS EL PH ES UN MARCADOR DEL BUEN O MAL ESTADO
DE ESTE. POR LO EXPUESTO EL PH TIENE ENORMES

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
HIDRÓXILO , O TAMBIÉN EN TÉRMINOS DE CONCENTRACIÓN
DE ÉSTOS, EXPRESADO COMO
• DISOLUCIONES:
• EN SOLUCIONES ACUOSAS, LOS IONES OH- PROVIENEN DE
LA DISOCIACIÓN DEL AGUA:
• H2O ↔ H+ + OH-

4. • LA ESCALA DEL PH VA DESDE 0 HASTA 14. LOS
VALORES MENORES QUE 7 INDICAN EL RANGO
DE ACIDEZ Y LOS MAYORES QUE 7 EL DE
ALCALINIDAD O BASICIDAD. EL VALOR 7 SE
CONSIDERA NEUTRO. MATEMÁTICAMENTE EL PH ES
EL LOGARITMO NEGATIVO DE LA CONCENTRACIÓN
MOLAR DE LOS IONES HIDROGENO O PROTONES (H+)
O IONES HIDRONIO (H3O).
PH = -LOG [H+] O PH = -LOG [H3O]

5. • ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES:
• SON LAS SUSTANCIAS QUE SE DESCOMPONEN EN IONES. LOS FUERTES SE
DISOCIAN O SE SEPARAN EN UN 100% Y LOS DÉBILES EN UN MUY PEQUEÑO
PORCENTAJE.
• AL SEPARARSE EN IONES MUCHOS DE ELLOS PUEDEN APORTAR IONES OH- O
IONES H+ O H3O+ AFECTANDO AL PH EN CIERTA MEDIDA.
• TAMBIÉN HAY UN POTENCIAL OXHIDRILO (POH) POR HABER IONES OH-.
• POH = -LOG[OH-]
• LA SUMA ENTRE EL POH Y EL PH NOS DA 14
• POH + PH = 14
• OTRA FÓRMULA MUY IMPORTANTE QUE VINCULA A LOS IONES H+ Y OH- ES LA
CONSTANTE DEL PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA.
• KW = [H+] . [OH-]
• KW = 1.10-14
• NOS PERMITE CALCULAR UNO DE LOS IONES CUANDO TENEMOS EL OTRO YA
QUE SU PRODUCTO SIEMPRE DA 1.1014EN CUALQUIER SITUACIÓN.
• A VECES NOS PIDEN CALCULAR LA CONCENTRACIÓN DE IONES OH- O H+ A
PARTIR DE LOS VALORES DE POH Y PH. EN ESTOS CASOS RESULTAN MUY
CONVENIENTES ESTAS FORMULAS QUE NO SON MS QUE EL DESPEJE MATEMÁTICO
DE LA FÓRMULA DE PH.

6. • [H+] = 10 –PH
• [OH-] = 10 –POH
• EL PH Y EL POH APARECEN EN AMBOS CASOS COMO
EXPONENTES.
• AHORA QUE YA ESTÁN EXPUESTAS TODAS LAS FORMULAS
PRIMERO VEREMOS EJEMPLOS CON ELECTROLITOS
FUERTES, ES DECIR, ÁCIDOS Y BASES FUERTES.
• ÁCIDO CLORHÍDRICO (HCL) 0,04M:
• HCL —–> H+ + CL-
• EN ESTE CASO LA CONCENTRACIÓN MOLAR DE 0,04 M DEL
ÁCIDO TAMBIÉN SERÁ 0,04M DEL ION H+ Y 0,04M DE CL-. DE
MANERA QUE EL PH SERÁ:
• PH = -LOG [0,04]
• PH = 1,4
• HIDRÓXIDO DE BARIO 0,06M (BA(OH)2)

7. • ELECTROLITOS DÉBILES:
• EN EL CASO DE LOS ELECTROLITOS DÉBILES, ES MÁS
COMPLICADO CALCULAR EL PH Y DEBEMOS RECORDAR EL
CONCEPTO DE EQUILIBRIO QUÍMICO.
• EL EQUILIBRIO QUÍMICO SE APLICA A LAS REACCIONES QUE
SON REVERSIBLES, ES DECIR, QUE PUEDEN IR EN AMBAS
DIRECCIONES. PERO AUN ASÍ LLEGA UN MOMENTO EN EL QUE
LA VELOCIDAD DE REACCIÓN HACIA LA DERECHA ES IGUAL
QUE HACIA LA IZQUIERDA. EN ESE PUNTO SE ESTABLECEN
CONCENTRACIONES DE LAS SUSTANCIAS QUE NO VARÍAN EN
EL TIEMPO Y SE PUEDE APLICAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
QUÍMICO.
• A + B <——–> C + D
• K = [C] X [D] / [A] X [B]

8. • LOS ELECTROLITOS FUERTES SE CARACTERIZAN POR IR EN UNA
SOLA DIRECCIÓN. EN LOS EJEMPLOS VISTOS ANTERIORMENTE
LAS SUSTANCIAS SE DESCOMPONEN EN IONES Y NO HAY
REVERSA. EN LOS ELECTROLITOS DÉBILES VEREMOS QUE LA
DISOCIACIÓN IÓNICA QUE VA HACIA LA DERECHA PUEDE
TOMAR EL CAMINO OPUESTO Y GENERAR NUEVAMENTE LA
SUSTANCIA NO IONIZADA.
• EJEMPLO:
• ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH).
• CH3COOH + H2O < ——- > CH3COO- + H3O+
• KA = [CH3COO-] X [H3O+] / [CH3COOH]

9. EJEMPLOS
• CALCULA EL PH DE UNA SOLUCIÓN 0.6M DE ÁCIDO ACÉTICO. KA = 1,8.10-5
• PARA SABER EL PH TENEMOS QUE SABER LA CONCENTRACIÓN DE [H3O+].
• AL PRINCIPIO SOLO HAY MOLÉCULAS DEL ÁCIDO SIN DISOCIAR. A ESTO SE LO LLAMA ESTADO
INICIAL.
CH3COOH + H2O <——-> CH3COO- + H3O+
• INICIO 0.6M <———> 0 0
• AL CORRER EL TIEMPO SE LLEGA A UN NUEVO ESTADO DE EQUILIBRIO. SE FORMARAN UNA
CANTIDAD X DE MOLES DE CADA UNO DE LOS IONES. Y ESA MISMA CANTIDAD DE MOLES SE
CONSUMIRÁN DEL ÁCIDO.
• CH3COOH + H2O < ———- > CH3COO- + H3O+
• EQUILIBRIO 0.6M – X <—-> X + X
• AHORA UTILIZAREMOS NUEVAMENTE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PERO USANDO LAS
EXPRESIONES DEL EQUILIBRIO. OBTENEMOS ASI LA CONSTANTE DEL ÁCIDO DEBIL.
• KA = [X] . [X] / [0,6M - X]
• KA = [X]^2 / [0,6M - X]
• 1,8.10 ^-5 = [X]^2 / [0,6M - X]

10. EFECTO DEL IÓN COMÚN:
A CONTINUACIÓN VEREMOS QUE SUCEDE CUANDO TENEMOS UNA MEZCLA DE UN
ÁCIDO DÉBIL Y UNA SAL DE SU ACIDO.
ANTES DEBEMOS RECORDAR EL PRINCIPIO DE LE CHATELIER. ESTE PRINCIPIO
SOSTIENE QUE CUANDO SE INTRODUCE UN CAMBIO EN UN SISTEMA EN EQUILIBRIO,
ESTE RESPONDE DE MANERA TAL DE CONTRARRESTAR A ESTE CAMBIO.
SI TENEMOS UN ÁCIDO DÉBIL (AH) Y UNA SAL DE ESTE ÁCIDO POR EJEMPLO NAA,
ESTOS SE DISOCIARAN EN AGUA.
AH + H2O <—–> A- + H3O+
NAA ——> NA+ + A-
COMO VEMOS AMBAS GENERAN AL ION A-. SABEMOS QUE EL PH DE UNA SUSTANCIA ES
EL ÍNDICE DE LA CONCENTRACIÓN DE IONES H3O+. MIENTRAS MAYOR SEA ESTA
CONCENTRACIÓN MENOR SERÁ EL PH. SEGÚN LE CHATELIER, SI AUMENTA EL ION
COMÚN A-, LA REACCIÓN SE DESPLAZARA HACIA LA IZQUIERDA. ESTO REDUCIRÁ LA
CONCENTRACIÓN DE H3O+ E IMPEDIRÁ QUE EL PH DISMINUYA. A ESTAS SOLUCIONES
QUE TIENEN ESTAS PROPIEDADES SE LAS LLAMA BUFFER O SOLUCIONES
REGULADORAS O SOLUCIONES TAMPÓN. ESTÁN FORMADAS POR UN ÁCIDO DÉBIL Y
UNA DE SUS SALES O UNA BASE DÉBIL Y UNA DE SUS SALES.
HAY MUCHOS SISTEMAS BUFFER, INCLUSO EN NUESTRO ORGANISMO, PARA REGULAR
EL PH DE LA SANGRE, QUE NO SOPORTA NI PEQUEÑAS FLUCTUACIONES DE PH.
AHORA VEREMOS CÓMO CALCULAR EL PH EN UNO DE ÉSTOS CASOS.

11. GRACIAS