Indicador de hidrógeno

Índice de hidrógeno [1] ( pH , del lat. pondus H ydrogenii [ 2] - "peso de hidrógeno"; pronunciado "pe-ash" ) - una medida para determinar la acidez de las soluciones acuosas . Asociado a la concentración de iones de hidrógeno , que es equivalente a la actividad de los iones de hidrógeno en soluciones muy diluidas.

Para soluciones acuosas (en condiciones estándar ), el pH es:

pH < 7 corresponde a una solución ácida ;
pH \u003d 7 corresponde a una solución neutra , a veces denominada ácida;
pH > 7 corresponde a la solución básica .

El índice de hidrógeno se puede determinar utilizando indicadores ácido-base , medido con un medidor de pH potenciométrico , o calculado por la fórmula como un valor de signo opuesto e igual en módulo al logaritmo decimal de la actividad de los iones de hidrógeno, expresado en moles por litro:

{\mbox{pH}}=-\lg \left[{\mbox{H}}^{+}\right]

La medición y regulación precisas del pH son esenciales en diversas ramas de la química , la biología , la ciencia de los materiales, la tecnología, la medicina y la química agronómica .

Historia

El concepto fue introducido en 1909 por el químico danés Sørensen . El indicador se llama pH, después de las primeras letras de las palabras latinas potentia hydrogenii - la fuerza del hidrógeno, o pondus hydrogenii - el peso del hidrógeno. En general, en química , se acostumbra designar un valor igual a −lg X por la combinación p X. Por ejemplo, la fuerza de los ácidos a menudo se expresa como p K a = −lg K a .

En el caso del pH, la letra H denota la concentración de iones de hidrógeno (H + ), o más precisamente, la actividad termodinámica de los iones de hidronio .

Ecuaciones que relacionan pH y pOH

Derivación del valor de pH

En agua pura , las concentraciones de iones de hidrógeno ([H + ]) e iones de hidróxido ([OH - ]) son las mismas y a 22 °C son 10 −7 mol/l cada una, esto se deduce directamente de la definición del ion producto del agua , que es igual a [H + ] [OH - ] y es 10 -14 mol 2 / l 2 (a 25 °C).

Cuando las concentraciones de ambos tipos de iones en una solución son iguales, se dice que la solución es neutra . Cuando se agrega un ácido al agua , la concentración de iones de hidrógeno aumenta (de hecho, no es la concentración de los iones en sí lo que aumenta; de lo contrario, la capacidad de los ácidos para "unir" un ion de hidrógeno podría conducir a esto - pero la concentración de tales compuestos con un ion de hidrógeno "unido" al ácido), pero la concentración de iones de hidróxido disminuye en consecuencia, cuando se agrega una base , por el contrario, el contenido de iones de hidróxido aumenta y la concentración de iones de hidrógeno disminuye . Cuando [H + ] > [OH - ], se dice que la disolución es ácida , y cuando [OH - ] > [H + ] - básica .

Por conveniencia de presentación, para deshacerse del exponente negativo, en lugar de la concentración de iones de hidrógeno, usan su logaritmo decimal tomado con el signo opuesto , que, de hecho, es el indicador de hidrógeno - pH.

{\text{pH}}=-\lg \left[{\mbox{H}}^{+}\right]

pOH

El valor de pH recíproco está algo menos extendido : el indicador de la basicidad de la solución, pOH, igual al logaritmo decimal negativo de la concentración en la solución de iones OH :

{\text{pOH}}=-\lg \left[{\mbox{OH}}^{-}\right]

Ya que en cualquier solución acuosa a 25°C , es obvio que a esta temperatura: $[\text{H}^+] [\text{OH}^-] = 1{,}0 \cdot 10^{-14}$

{\text{pOH}}=14-{\text{pH}}

Valores de pH en soluciones de acidez variable

Algunos valores de pH

Sustancia	pH	Color indicador
Agua geotérmica en el volcán Dallol	≈ 0
electrolito en baterias de plomo	<1.0
Jugo gastrico	1.0–2.0
Jugo de limón ( solución de ácido cítrico al 5% )	2,0±0,3
vinagre de comida	2.4
jugo de manzana	3.0
Coca Cola	3,0±0,3
Café	5.0
Té , champú , piel humana sana	5.5
lluvia ácida , orina	<5,6
Agua potable	6,5–8,5
Leche	6.6–6.93
Saliva	6.8–7.4 [3]
Agua pura a 25°C	7.0
Sangre	7.36–7.44
Agua de mar	8.0
Jabón (graso) para manos	9,0–10,0
Amoníaco	11.5
Blanqueador ( cloro )	12.5
soluciones alcalinas concentradas	>13

Dado que a 25 ° C (condiciones estándar) [H + ] [OH - ] \u003d 10 -14 , está claro que a esta temperatura pH + pOH \u003d 14.

Dado que en soluciones ácidas [H + ] > 10 −7 , entonces para soluciones ácidas pH < 7, de manera similar, para soluciones básicas pH > 7, el pH de las soluciones neutras es 7. A temperaturas más altas, la constante de disociación electrolítica del agua aumenta, y el iónico es el producto del agua, por lo que el pH < 7 es neutro (lo que corresponde a concentraciones aumentadas simultáneamente de H + y OH − ); por el contrario, cuando la temperatura desciende, el pH neutro aumenta.

Relación entre pKa y pH

$\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)$ - indicador de acidez constante

La ecuación de Henderson-Hasselbach

${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \Correcto)$

Métodos para determinar el valor de pH

Varios métodos son ampliamente utilizados para determinar el valor de pH de las soluciones. El valor de pH puede aproximarse con indicadores, medirse con precisión con un medidor de pH o determinarse analíticamente realizando una titulación ácido-base.

Para una estimación aproximada de la concentración de iones de hidrógeno, los indicadores ácido-base son ampliamente utilizados: sustancias colorantes orgánicas , cuyo color depende del pH del medio. Los indicadores más famosos incluyen tornasol , fenolftaleína , naranja de metilo (metil naranja) y otros. Los indicadores pueden existir en dos formas de diferentes colores, ya sea ácidas o básicas. El cambio de color de cada indicador ocurre en su rango de acidez, generalmente 1-2 unidades.
Para ampliar el rango de trabajo de la medición del pH, se utiliza el llamado indicador universal , que es una mezcla de varios indicadores. El indicador universal cambia constantemente de color de rojo a amarillo , verde , azul a púrpura cuando se mueve de una región ácida a una básica. La determinación del pH por el método del indicador es difícil para soluciones turbias o coloreadas.
El uso de un dispositivo especial, un medidor de pH , le permite medir el pH en un rango más amplio y con mayor precisión que con indicadores. El método ionométrico para determinar el pH se basa en medir la FEM de un circuito galvánico con un milivoltímetro-ionómetro, que incluye un electrodo de vidrio especial , cuyo potencial depende de la concentración de iones H + en la solución circundante. El método es conveniente y altamente preciso, especialmente después de calibrar el electrodo indicador en un rango de pH seleccionado, permite medir el pH de soluciones opacas y coloreadas y, por lo tanto, es ampliamente utilizado.
El método volumétrico analítico, la titulación ácido-base , también brinda resultados precisos para determinar la acidez de las soluciones. Se agrega gota a gota una solución de concentración conocida (valorante) a la solución de prueba. Cuando se mezclan, se produce una reacción química. El punto de equivalencia, el momento en que el valorante es exactamente suficiente para completar completamente la reacción, se fija mediante un indicador. Además, conociendo la concentración y el volumen de la solución valorante añadida, se calcula la acidez de la solución.
En ausencia de instrumentos para determinar el pH, se pueden utilizar extractos acuosos de antocianinas , pigmentos vegetales que colorean flores, frutos, hojas y tallos. La base de su estructura es el catión flavilio, en el que el oxígeno del anillo de pirano es de valencia libre. Por ejemplo, la cianidina tiene un color púrpura rojizo, pero el color cambia con el pH: las soluciones son rojas a pH <3, púrpura a pH 7-8 y azul a pH> 11. Por lo general, en las antocianinas ácidas tienen un color rojo de intensidad y tonalidad variable, y en las alcalinas son azules. Dichos cambios en el color de las antocianinas se pueden observar agregando ácido o álcali al jugo coloreado de grosellas , cerezas , remolacha roja o repollo rojo [4] .

Efecto de la temperatura sobre los valores de pH

El efecto de la temperatura sobre los valores de pH se explica por la diferente disociación de los iones de hidrógeno (H + ) y no es un error experimental. El efecto de la temperatura no puede ser compensado por la electrónica del medidor de pH.

El papel del pH en química y biología

La acidez del ambiente es importante para muchos procesos químicos, y la posibilidad de que ocurra o el resultado de una reacción en particular a menudo depende del pH del ambiente. Para mantener un determinado valor de pH en el sistema de reacción durante la investigación de laboratorio o en la producción , se utilizan soluciones tampón , que le permiten mantener un valor de pH casi constante cuando se diluyen o cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o álcali a la solución.

El valor de pH se usa ampliamente para caracterizar las propiedades ácido-base de varios medios biológicos.

La acidez del medio de reacción es de particular importancia para las reacciones bioquímicas que ocurren en los sistemas vivos. La concentración de iones de hidrógeno en una solución a menudo afecta las propiedades fisicoquímicas y la actividad biológica de las proteínas y los ácidos nucleicos , por lo tanto, para el normal funcionamiento del organismo, mantener la homeostasis ácido-base es una tarea de excepcional importancia. El mantenimiento dinámico del pH óptimo de los fluidos biológicos se logra a través de la acción de los sistemas amortiguadores del cuerpo .

En el cuerpo humano en diferentes órganos, el valor de pH es diferente. El pH normal de la sangre es de 7,36, es decir, la sangre tiene una reacción débilmente básica (que oscila entre 7,34 para la sangre venosa y 7,40 para la sangre arterial). Dependiendo de los cambios bioquímicos en la sangre se puede observar acidosis (aumento de la acidez) o alcalosis (aumento de la basicidad), sin embargo, el rango de pH de la sangre compatible con la vida es pequeño, ya que aun cuando el pH desciende a 6,95, se pierde de la conciencia se produce, y la reacción de la sangre se desplaza hacia el lado alcalino hasta pH = 7,7 provoca convulsiones graves. El mantenimiento del equilibrio ácido-base de la sangre dentro de límites aceptables se lleva a cabo mediante sistemas tampón de la sangre , el principal de los cuales es la hemoglobina [5] . El pH normal del jugo gástrico (en la luz del cuerpo del estómago con el estómago vacío) es de 1,5 ... 2,0 [6] . En el jugo del intestino delgado, el pH es normalmente de 7,2 ... 7,5, con una mayor secreción alcanza 8,6 [7] . El pH del contenido del intestino grueso normalmente puede variar de 6,0 a 7,2 unidades y depende principalmente del nivel de producción de ácidos grasos por parte de su microbiota [8] .

Notas

↑ Enciclopedia química/Consejo editorial: Knunyants I.L. y otros.- M .: Enciclopedia soviética, 1988.- T. 1 (Abl-Dar). — 623 pág.
↑ la historia del término es controvertida
↑ Acidez (pH) // Gastroenterología funcional: sitio.
↑ LA Krasilnikova. Bioquímica de las plantas. - 2004. - S. 163-164.
↑ Fisiología humana. Editado por V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. Propiedades físicas y químicas de la sangre. Archivado el 15 de agosto de 2019 en Wayback Machine .
↑ Fisiología humana. Editado por V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. Función secretora del estómago . Archivado el 15 de agosto de 2019 en Wayback Machine .
↑ Fisiología humana. Editado por V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. Secreción intestinal . Archivado el 13 de agosto de 2019 en Wayback Machine .
↑ Akinori Osuka, Kentaro Shimizu, Hiroshi Ogura, Osamu Tasaki, Toshimitsu Hamasaki. Impacto pronóstico del pH fecal en pacientes críticos // Critical Care. - 2012. - T. 16 , núm. 4 . - S.R119 . — ISSN 1364-8535 . -doi : 10.1186/ cc11413 . Archivado desde el original el 11 de febrero de 2021.

Literatura

Bates R. Determinación de pH. Teoría y práctica / trad. De inglés. edición académico BP Nikolsky y el prof. M. M. Schultz . - 2ª ed. - L.: Química, 1972.

Enlaces

pH indicador de hidrógeno. tablas de pH. Archivado el 14 de enero de 2020 en Wayback Machine .

diccionarios y enciclopedias	Gran danés Gran danés Gran catalán gran noruego gran ruso alrededor del mundo Britannica (en línea)
En catálogos bibliográficos	BNF : 11944522b TIERRA : 4189273-2 J9U : 987007533739905171 LCCN : sh85063427 NKC : ph381261