1-pHmetros -Definición de pH de una solución

Vamos a definir a los ácidos y las bases segun la teoria de Bronsted y Lowry ( existe tambien la Teoria de Acidos y Bases de Lewis).

La Teoría de Brønsted–Lowry  las considera como reacciónes  de intercambio de protones:​

ácido + base  base conjugada + ácido conjugado

El ácido pierde un protón, dando la base conjugada, el protón se transfiere a la base, dando el ácido conjugado. Para soluciones acuosas de un ácido HA, la base es el agua, la base conjugada del ácido es A^- y el ácido conjugado de la base es el ion hidronio. La definición de Brønsted-Lowry se aplica a otros disolventes, como el dimetilsulfóxido: el solvente S actúa como una base, aceptando un protón y formando el ácido conjugado SH⁺.

En química en solución es común utilizar H⁺ como una abreviatura del ion hidrógeno solvatado, independientemente del disolvente. En solución acuosa, H⁺ denota un ion hidronio solvatado en lugar de un protón.⁵​⁶​

La designación de un ácido o una base como "conjugado" depende del contexto. El ácido conjugado BH⁺ de una base B se disocia según la ecuación:

BH⁺ + OH^-  B + H₂O

que es la inversa del equilibrio:

H₂O (ácido) + B (base)  OH⁻ (base conjugada) + BH⁺ (ácido conjugado)

El ion hidróxido OH⁻, una base bien conocida, actúa aquí como la base conjugada del ácido agua. Los ácidos y las bases se consideran así simplemente como donadores o aceptores de protones, respectivamente.

El agua es anfiprótica: puede reaccionar tanto como un ácido o como una base. 

El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:

${\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}{a}_{\rm {H^{+}}}}$    La "actividad" de un ion es la "Concentración efectiva" del mismo en la solución.

para los fines de esta información vamos a considerar que es igual a la Concentración sin embargo es necesario aclarar que la actividad es igual a la concentración del mismo solo  a diluciones muy grandes.

También se define el pOH, como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido.

${\displaystyle \mathrm {pOH} =-\log _{10}{a}_{\rm {OH^{-}}}}$

Puesto que el agua está disociada  en una pequeña extensión en iones OH^– y H₃O⁺, se tiene:

${\displaystyle K_{\rm {w}}={\rm {[{H_{3}O}^{+}]\cdot [{OH}^{-}]=10^{-14}}}}$

Donde:

• ${\displaystyle K_{\rm {w}}}$ es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10⁻¹⁴
•  es la concentración de iones hidronio
• ${\displaystyle {\rm {[OH^{-}]}}}$ es la concentración de iones hidroxilo

Por lo tanto,

${\displaystyle \log K_{\rm {w}}=\log \mathrm {[H^{+}]} +\log \mathrm {[OH^{-}]} }$

${\displaystyle -14=\log \mathrm {[H^{+}]} +\log \mathrm {[OH^{-}]} }$

${\displaystyle 14=-\log \mathrm {[H^{+}]} -\log \mathrm {[OH^{-}]} }$

${\displaystyle {\rm {pH+pOH=14}}}$

En condiciones estándar de presión y temperatura, alrededor de 25 °C (298 K):

${\displaystyle K_{w}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=1.0\cdot 10^{-14}}$.

Apliquen la Definición de pH y calculen el pH del agua a 25°C teniendo en cuenta que las concentraciones molares de iones Hidronio y iones hidroxilo en agua pura seran iguales.

Como las calculan?

ATENCION :Observar que  producto iónico del agua, es dependiente de la Temperatura  ( se hace menor con el aumento de la Temperatura)   y la Presión.

 Por ejemplo a  0 °C el  pH del agua pura es de  7.47. A 25 °C es 7.00, y a  100 °C es 6.14.

La expresion " pOH" es muy poco usada.

En el siguiente link podemos ver una simulación de la "autoprotólisis" del agua