PH

Para a doenza pulmonar denominada PH ver Pneumonite por hipersensibilidade.

Algúns valores comúns de pH

Substancia	pH
Ácido de batería	<1.0
zume gástrico	2.0
zume de limón	2.4
Cola (refrixerante)	2.5
Vinagre	2.9
zume de laranxa ou mazá	3.5
Cervexa	4.5
Café	5.0
Té	5.5
Choiva ácida	< 5.6
Saliva pacientes con cancro	4.5-5.7
Leite	6.5
Auga pura	7.0
Saliva humana	6.5-7.4
Sangue	7.34 - 7.45
Auga do mar	8.0
Xabón de man	9.0 - 10.0
Amoníaco caseiro	11.5
Cloro	12.5
Hidróxido de sodio caseiro	13.5

O valor do pH é un número aproximado, entre 0 e 14, que indica se unha solución é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7)

Definición

O pH ou potencial de hidróxeno iónico, é un índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade dun medio calquera. O concepto foi introducido por S. P. L. Sørensen en 1909. O "p" ven do alemán potenz, que significa poder de concentración, e o "H" é para o ión de hidróxeno (H⁺). Ás veces se fai vir do latín pondus hydroxenii. O "p" equivale ao logaritmo negativo de base 10 da actividade dos ións a que se refire, ou sexa,

${\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}$

en que [H⁺] representa a actividade de H⁺ en mol/dm³.

pOH

Do mesmo modo pódese definir o pOH en relación á concentración de ións OH^-. A partir da constante de disociación da auga que ten o valor de 10⁻¹⁴ á temperatura de 298 K (25 °C), pódese determinar a relación entre o pOH e o pH. Así pola definición de K_w tense a relación entre as dúas actividades:

K_w =[H⁺][OH^-]

Ao aplicar logaritmos, obtense a relación entre o pH e o pOH:

pK_w=pH+pOH=14

Medida do pH

A hortensia (Hydrangea macrophylla) ten flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. En solos ácidos as flores son azuis, mentres que en solos alcalinos son rosa^[1]

O pH pode ser determinado:

• por adición dun indicador de pH na solución a analizar. A cor do indicador varía segundo o pH da solución.
• usando un medidor de pH axuntado a un eléctrodo de pH

Os indicadores máis comúns para medir o pH dunha substancia son a fenolftaleína, o laranxa de metilo e o azul de bromofenol.

Cálculo de pH dalgunhas solucións acuosas

O valor de pH dunha solución pode ser estimado se se souber a concentración en ións H⁺. Preséntanse a continuación varios exemplos:

Solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 0,1M:

Este é un ácido forte, por iso atópase completamente disociado e atópase suficientemente diluído como para que a concentración de H+
sexa próxima á concentración molar dada. Así [H⁺]=0,1 M e pH=-log[0,1]=1.

Solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) 0,1M:

Esta é unha base forte, por iso está completamente disociada e atópase suficientemente diluída como para que a concentración de OH^- sexa próxima á da concentración molar dada. Así [OH^-]=0,1 M e pOH=-log[0,1]=1. Logo pH=14-1=13

Solución acuosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1M:

Este é un ácido feble, que non está completamente disociado. Por iso débese determinar primeiro a concentración de H⁺.

Para ácidos febles débese ter en conta a constante de disociación do ácido:

K_a = [H⁺][A^-] / [HA]

A constante de disociación do ácido fórmico ten o valor de K_a = 1,6 × 10⁻⁴. Así, considerando que [A^-] é igual a x, [HA] ha de ser a parte que non se disociou, ou sexa 0,1-x. Se desprezamos a ionización da auga, concluímos que a única fonte de H⁺ é o ácido, así [H⁺]=[A^-]. Substituíndo as variables obtense:

${\displaystyle 1.6\times 10^{-4}={\frac {x^{2}}{0.1-x}}}$

A solución é [H⁺]=x=3,9×10⁻³. A través da definición de pH, obténse pH=-log[3,9×10⁻³]=2,4.