Ver o código fonte de «PH»

{{1000 artigos icona título|materia=Física e Química}}
{{minúscula}}
''Para a doenza pulmonar denominada PH ver [[Pneumonite por hipersensibilidade]].''
{| align=right style="border: 2px dotted black; margin: 0 0 0.5en 1en;"
<caption>Algúns valores comúns de pH</caption>
! Substancia || pH
|- 
| Ácido de [[Batería (electricidade)|batería]] ||bgcolor=#CC0000| <1.0
|-
| [[zume gástrico]] ||bgcolor=#FF0000| 2.0
|-
| zume de [[limón]] ||bgcolor=#FF3300| 2.4
|-
| [[noz de cola|Cola]] (refrixerante) ||bgcolor=#FF6600| 2.5
|-
| [[Vinagre]] ||bgcolor=#FF9900| 2.9
|-
| zume de [[Laranxa (froita)|laranxa]] ou [[mazá]] ||bgcolor=#FFCC00| 3.5
|-
| [[Cervexa]] ||bgcolor=yellow| 4.5
|-
| [[Café]] ||bgcolor=yellow| 5.0
|-
| [[Té]] ||bgcolor=yellow| 5.5
|-
| [[Choiva ácida]] ||bgcolor=#CCFF00| < 5.6
|-
| [[Saliva]] <small>pacientes con [[cancro]] </small> ||bgcolor=#CCFF00| 4.5-5.7
|-
| [[Leite]] ||bgcolor=#339933| 6.5
|-
| [[Auga]] pura ||bgcolor=green| 7.0
|-
| [[Saliva]] [[humana]] ||bgcolor=green| 6.5-7.4
|-
| [[Sangue]] ||bgcolor=#009966| 7.34 - 7.45
|-
| Auga do [[mar]] ||bgcolor=#006699| 8.0
|-
| [[Xabón]] de man ||bgcolor=blue| 9.0 - 10.0
|-
| [[Amoníaco]] caseiro ||bgcolor=blue| 11.5
|-
| [[Cloro]] ||bgcolor=#0000CC| 12.5
|-
| [[Hidróxido de sodio]] caseiro ||bgcolor=#000099| 13.5

|}

O valor do '''pH''' é un número aproximado, entre 0 e 14, que indica se unha solución é [[ácido|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 [[ácido|acidez]], [[neutralidade]] ou [[alcalinidade]] dun medio calquera. O concepto foi introducido por [[S. P. L. Sørensen]] en [[1909]]. O "p" ven do [[lingua alemá|alemán]] ''potenz'', que significa poder de concentración, e o "H" é para o ión de [[hidróxeno]] (H<sup>+</sup>). Ás veces se fai vir do [[Lingua latina|latín]] ''pondus hydroxenii''. O "p" equivale ao  [[logaritmo]] negativo de base 10 da [[actividade]] dos ións a que se refire, ou sexa,

:<math>\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{H}^+ \right]</math>

en que [H<sup>+</sup>] representa a actividade de H<sup>+</sup> en mol/dm<sup>3</sup>.

== pOH ==

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

:K<sub>w</sub> =[H<sup>+</sup>][OH<sup>-</sup>]

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

:pK<sub>w</sub>=pH+pOH=14

== Medida do pH ==
[[Ficheiro:Hydrangea macrophylla - Hortensia hydrangea.jpg|dereita|miniatura|250px|A [[hortensia (flor)|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<ref>[http://hxic.clemson.edu/factsheets/HXIC1067.htm]{{Ligazón morta|data=setembro de 2018 }}</ref>]]

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<sup>+</sup>. 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 {{chem|H|+}} sexa próxima á concentración molar dada. Así [H<sup>+</sup>]=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<sup>-</sup>  sexa próxima á da concentración molar dada. Así [OH<sup>-</sup>]=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<sup>+</sup>.
: Para ácidos febles débese ter en conta a constante de disociación do ácido:

:K<sub>a</sub> = [H<sup>+</sup>][A<sup>-</sup>] / [HA]

:A constante de disociación do ácido fórmico ten o valor de K<sub>a</sub> = 1,6 × 10<sup>−4</sup>. Así, considerando que [A<sup>-</sup>] 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<sup>+</sup> é o ácido, así [H<sup>+</sup>]=[A<sup>-</sup>]. Substituíndo as variables obtense:

:<math>1.6\times 10^{-4} = \frac{x^2}{0.1-x}</math>

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

== Notas ==
{{Listaref}}

== Véxase tamén ==
=== Ligazóns externas ===
* [http://www.chembuddy.com/?left=pH-calculation&right=toc Máis sobre estimativa de pH...] {{en}}.

{{Control de autoridades}}

[[Categoría:Química]]