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1. Presentado a:
Jhon Dairo ramos
Presentado por:
Kevin López Páez
Duvan Zambrano Diaz
I.E.F.A
2012

2.  Concepto PH
 Definición
 Resumen contexto PH
 Medida del PH
 Medida del ph
 Escala de PH de alimentos
 Indicador de PH
 PH de algunas sustancias
 POH
 Acidez
 Acido fuerte
 Acido débil
 Base

3.  es una medida de la acidez o alcalinidad de una disolución. El pH
indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en
determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de
hidrógeno. Este término fue acuñado por el químico danés
Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10
de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
 Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente
por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y
complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la
actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la
concentración molar del ion hidrógeno.
 Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001)
es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7
 La escala de pH típicamente va de 0 a 14 en disolución
acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el
valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más
iones en la disolución) , y alcalinas las que tienen pH mayores a 7.
El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el
disolvente es agua).

4.  El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la
actividad de los iones hidrógeno:
 Se considera que p es un operador logarítmico sobre la
concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el
pOH, que mide la concentración de iones OH−.
 Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en
iones OH– y H3O+, tenemos que:
 K(constante)w(water; agua) = [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde [H3O+] es
la concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y
Kw es una constante conocida como producto iónico del agua, que
vale 10−14. Por lo tanto,
 log Kw = log [H3O+] + log [OH–] –14 = log [H3O+] + log [OH–] 14 = –log [H3O+] –
log [OH–] pH + pOH = 14 Por lo que se puede relacionar directamente el valor del
pH con el del pOH.
 En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de
presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH
al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante
de disociación del disolvente en el que se trabaje.

5.  El término de valor de pH procede del latín. Quiere decir pondus hydrogenii peso
de hidrógeno. Otra posible explicación del significado es potentia hydrogenii =
efectividad del hidrógeno.
El valor de pH tiene un papel importante en la industria, la medicina, en el sector
de la alimentación y en la agricultura. Se mide sobre todo en soluciones
acuosas, extractos, pero también en productos con consistencia sólida (p.e. frutas) o
también en el cuerpo humano (p.e. valor de pH de la piel). Tam- bién es importante
que para hacer posible una medición correcta debe darse una humedad suficiente
del objeto medido. El valor de pH se determina por medio de indicadores o con
aparatos de medición digitales.
Los indicadores son sustancias colorantes que cambian su color en un rango de pH
determinado. El uso de tiras de prueba o de papeles indicadores han constituido
las variantes de menor precisión al respecto. Con los aparatos de medición
digitales se obtiene una determinación rápida y correcta.
Según la definición química, el valor de pH es el logaritmo negativo en décadas del
valor numérico de la actividad molar de los iones de hidrógeno aH+.
pH = - lgaH+
Las soluciones con un pH inferior a 7 reaccionan de manera ácida, con un valor de
pH de 7 son neu- tras. En soluciones con un pH superior a 7 reaccionan de manera
básica.

6.  El valor del pH se puede medir de forma precisa
mediante un potenciómetro, también conocido como
pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de
potencial entre dos electrodos: un electrodo de
referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y
un electrodo de vidrio que es sensible al ion de
hidrógeno.
 También se puede medir de forma aproximada el pH
de una disolución empleando indicadores, ácidos o
bases débiles que presentan diferente color según el
pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se
trata de papel impregnado de una mezcla de
indicadores cualitativos para la determinación del pH.
El papel de litmus o papel tornasol es el indicador
mejor conocido. Otros indicadores usuales son la
fenolftaleína y el naranja de metilo.

7.  A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores
que van desde 1 hasta 14, los valores de pH también pueden ser
aún menores que 1 o aún mayores que 14. Por ejemplo el ácido de
batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que
uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.
 Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es
básico a 25 °C. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro
puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).
 La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos
más importantes y más usados en ciencias tales como
química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina
muchas características notables de la estructura y actividad de las
biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y
organismos.
 En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno
(pH) como el logaritmo negativo de la concentración molar (más
exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.

9.  es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan
como indicador de las sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH
de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por
la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen
un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución
en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una
coloreada.
 Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 -
4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH
10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados /
violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante
de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de
cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros(entre los cuales
podemos destacar a la col morada y la piel de ciruela, que son usadas por algunas
culturas indígenas).
 Los indicadores de pH tienen una constante de protonación, , que informa sobre el
desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador.
 Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la
concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces
la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente.

10. El pH de la leche es de 6,5 , el pH de la sangre es aproximadamente entre
7,35 y 7,45. El pH de detergentes es de 10,5. El pH del zumo de limón es
de 2.
Para obtener un indicador orgánico se puede utilizar col morada
siguiendo estos pasos:
 Cortar la col en tiras.
 En un mortero colocar la col morada y molerla.
 Colocar alcohol en la disolución.
 Filtrar la sustancia con un filtro de papel.
 Colocar sustancias en varios recipientes como: bicarbonato de
sodio, limón, pomelo, vinagre, agua o limpiador de horno.
 Agregar en cada recipiente el indicador.
Si los resultados son los siguientes se extrajo el indicador con éxito:
 Vinagre: color rosado (sustancia ácida)
 Bicarbonato de sodio: color verde (sustancia alcalina)
 Pomelo: color fucsia (sustancia ácida)
 Alcohol: color verde azulado (sustancia alcalina)
 Limpiador de horno: color amarillento (sustancia alcalina)
 Limón: color fucsia (sustancia ácida)
 . Agua: color violeta (sustancia neutra)

11.  el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los aniones hidróxilo , o
también en términos de concentración de éstos, expresado como
pOH = − log10.[OH − ]
En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación del agua:
 H2O ↔ H+ + OH- o también,
 2H2O ↔ H3O+ + OH-
Por ejemplo, si en una disolución se tiene una concentración [OH-] = 1×10-7 M
(0,0000001 M), ésta tiene un pOH de 7 ya que : pOH = -log10[10-7] = 7
 Dado que tiene la misma definición que pH, pero aplicado a la concentración de
aniones hidroxilo, cumple las mismas propiedades que éste; típicamente tiene un
valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, pero en este caso son ácidas las
disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a
7, puesto que en términos de concentración de reactivos, si el pH tiene un valor
pequeño, significa que tiene una alta concentración de iones hidronio con respecto
a la disolución neutra, y en esa misma proporción, pero al contrario, se produce
por desequilibrio químico que tenga poca concentración de aniones
hidroxilo, luego un pOH con un valor alto.
 Así, considerando que el agua pura (disolución neutra) tiene un pH = pOH = 7 se
cumple que:
 pH + pOH = 14 ecuación que se mantiene constante ante las variaciones del pH
(pOH).
 DIFERENCIA ENTRE PH Y POH
 El pH mide las concentraciones de los iones hidronio, mientras que el
pOH mide las concentraciones de los aniones hidroxilo o iones hidróxido.

12.  La acidez de una sustancia es el grado en el que es ácida. El
concepto complementario es la basicidad.
 La escala más común para cuantificar la acidez o la basicidad es el
pH, que sólo es aplicable para disolución acuosa. Sin
embargo, fuera de disoluciones acuosas también es posible
determinar y cuantificar la acidez de diferentes sustancias. Se
puede comparar, por ejemplo, la acidez de los gases dióxido de
carbono (CO2, ácido), trióxido de azufre (SO3, ácido más fuerte) y
dinitrógeno (N2, neutro).
 Asimismo, en amoníaco líquido el sodio metálico será más básico
que el magnesio o el aluminio.
 En alimentos el grado de acidez indica el contenido en ácidos
libres. Se determina mediante una valoración (volumetría) con un
reactivo básico. El resultado se expresa como el % del ácido
predominante en el material. Ej: En aceites es el % en ácido
oléico, en zumo de frutas es el % en ácido cítrico, en leche es el %
en ácido láctico.

13.  Un ácido fuerte es un ácido que se disocia por completo en solución
acuosa para ganar electrones (donar protones), de acuerdo con la
ecuación:
 HA (aq) → H+ (aq) + A- (ac) Para el ácido sulfúrico, que es un ácido
diprótico, la denominación de "ácido fuerte" se refiere sólo a la
disociación del primer protón
 H2SO4(aq) → H+(aq) + HSO4-(aq) Más precisamente, el ácido debe ser más
fuerte en solución acuosa que el ion hidronio, así ácidos fuertes son
ácidos con una pKa < -1,74. Esto generalmente significa que en solución
acuosa en condiciones normales de presión y temperatura, la
concentración de iones hidronio es igual a la concentración de ácido
fuerte introducido en la solución. Aunque por lo general se asume que los
ácidos fuertes son los mas corrosivos, esto no es siempre cierto . El
superácidocarborano H (CHB11Cl11), que es un millón de veces más fuerte
que ácido sulfúrico es totalmente no corrosivo, mientras que el ácido
débil ácido fluorhídrico (HF) es extremadamente corrosivo y puede
disolver, entre otras cosas, el vidrio y todos los metales excepto el iridio.
 En todas las otras reacciones ácido-agua, la disociación no es
completa, por lo que estará representada como un equilibrio, no como
una reacción completa

14.  es un ácido que no se disocia completamente. La
diferencia que separa las constantes de disociación
ácida en los ácidos fuertes de la de todos los otros
ácidos es tan pequeña que se trata de una demarcación
razonable.
 Debido a la disociación completa de los ácidos fuertes
en solución acuosa, la concentración de iones de
hidrógeno en el agua es igual a la re-duplicación de la
del ácido introducido en la solución:
 [HA] = [H+] = [A-]; pH = -log[H+].

15.  es cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al
medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH:
 KOH → OH− + K+ (en disolución acuosa) Los conceptos de base y ácido
son contrapuestos. Para medir la basicidad (o alcalinidad) de un medio
acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de
pH, de forma tal que pH + pOH = pKw, (Kw en CNPT es igual a 10−14).
Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como
para bases.
La teoría de Brønsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923, dice
que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Esta
definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse
en disolución da iones OH−, que son los que actúan como base al poder
aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no
acuosos.