Mario an

1. PH
PRESENTADO A:
JHON DAIRO RAMOS PINILLA
PRESENTADO POR:
MARIO ANDRES HERNANDEZ PEÑA
INSTITUCION EDUCATIVA FE Y ALEGRIA
2012

2. PH
• 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.

3. Medida del PH
• El valor del pH se puede
medir de forma precisa
mediante
un potenciómetro, tam
bién conocido
como pH-metro, un
instrumento que mide
la diferencia de
potencial entre
dos electrodos:
un electrodo de
referencia (generalmen
te de plata/cloruro de
plata) y un electrodo de
vidrio que es sensible al
ion de hidrógeno.

4. PH-METRO
• es un sensor separa consiste en un par
utilizado en el dos soluciones co de electrodos,
método n diferente uno de calomel
electroquímico concentración ( mercurio,
para medir de protones. En cloruro de
el pH de consecuencia se mercurio) y otro
una disolución. conoce muy bien de vidrio,
• La determinación la sensibilidad y la sumergidos en la
de pH consiste en selectividad de disolución de la
medir el potencial las membranas de que queremos
que se desarrolla vidrio delante el medir el pH.
a través de una pH.
fina membrana d • Una celda para la
e vidrio que medida de pH

5. PH en los alimentos
• Es importante tener
conocimiento sobre el PH
(acidez) de nuestros
alimentos ya que si
ingerimos alimentos muy
ácidos esto podría provocar
alteraciones en nuestro
organismo.
• Los alimentos se clasifican
como ácidos o alcalinos
esto dependiendo del
efecto que tienen en el
organismo.

6. Alimentos alcalinos
• Agua
• Frutas
• Verduras
• Cereales
• Miel

7. Alimentos ácidos
• Lácteos
• Quesos
• Carnes
• Cereales
• Azucar
• té

8. ¿Cómo se involucra el pH con los
nutrientes de las plantas?
• Si el pH es muy ácido o muy • Es importante saber cuáles
básico será como un son los requerimientos en
candado en la planta. Macro y cuanto al pH del suelo en tus
micronutrientes se verán hortalizas, pues mientras la
afectados, la planta se verá mayoría prefieren un suelo
imposibilitada para absorber ligeramente neutro (entre 6.5
algunos mientras que otros se a 7) otras se desarrollan
asimilarán en mejor en suelos ácidos como
abundancia, generando las moras azules (arándanos
problemas de toxicidad que azules o blueberries).
van desde hojas más
claras (por ejemplo, la
deficiencia de hierro) hasta la
muerte de la planta
(obviamente en casos
severos).

9. ¿Cómo se involucra el pH con los
nutrientes de nuestro organismo?
• Después de haber dependiendo de la
terminado el proceso cantidad de
de digestión, todo proteínas, hidratos de
aquello que carbono, grasas, miner
hubiéramos ingerido ales y vitaminas, Fito
se descompone en los nutrientes, trazas
nutrientes básicos de minerales etc. que
los cuales estaba posean determinarán
formado; es decir que la acidez o la
pasa a ser materia alcalinidad residual.
asimilable por nuestro
organismo que

10. pOH
• Se define el pOH como
el logaritmo negativo
en base 10 de
la actividad de
los aniones hidróxilo, o
también en términos
de concentración de
éstos, expresado como:

11. Ácidos
• es considerado tradicionalmente como
cualquier compuesto químico que, cuando se
disuelve en agua, produce una solución con
una actividad de catión hidronio mayor que el
agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se
aproxima a la definición moderna de Johannes
Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, quienes
definieron independientemente un ácido como
un compuesto que dona un catión
hidrógeno (H+) a otro compuesto
(denominado base).

12. Propiedades de los ácidos
• Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja
y el limón.
• Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de
metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
• Son corrosivos.
• Producen quemaduras de la piel.
• Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
• Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
• Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
• Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.

13. Base
• es, en primera aproximación 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.

14. Priedades de las bases
• Poseen un sabor amargo característico.
• Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
• Azulean el papel de tornasol.
• Reaccionan con los ácidos (neutralizándolos).
• La mayoría son irritantes para la piel.
• Tienen un tacto jabonoso.
• Se pueden disolver.
• Sus átomos se rompen con facilidad.
• Son inflamables.

15. Acidez
La acidez de una sustancia es el grado en el que es ácida.
La escala más común para cuantificar la acidez 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 oleico, en zumo de frutas es el %
en ácido cítrico, en leche es el % en ácido láctico.

16. Determinación de acidez
• a acidez de una sustancia se puede determinar por métodos
volumétricos. Ésta medición se realiza mediante una titulación, la
cual implica siempre tres agentes o medios: el titulante, el
titulado (o analito) y el colorante.
• Cuando un ácido y una base reaccionan, se produce una reacción;
reacción que se puede observar con un colorante. Un ejemplo de
colorante, y el más común, es la fenolftaleína (C20 H14 O4), que vira
(cambia) de color a rosa cuando se encuentra presente una
reacción ácido-base.
• El agente titulante es una base, y el agente titulado es el ácido o la
sustancia que contiene el ácido.
• El procedimiento se realiza con un equipo de titulación que
consiste en una bureta, un vaso de precipitado, un soporte
universal y un anillo con su nuez. Se adicionan dos o tres gotas de
fenolftaleína (o colorante) y se comienza a titular (dejar caer gota
a gota del agente titulante sobre el titilado) hasta obtener un
ligero vire a rosa (en el caso de la fenolftaleína) que dure 30
segundos cuando mínimo. Si es muy oscuro, la titulación ha
fracasado. Se mide la cantidad de agente titulante gastado
(o gasto de bureta) y se utiliza la normalidad de la sustancia

17. Basicidad
• es la capacidad acido neutralizante de una sustancia
química en solución acuosa. Esta alcalinidad de
una sustancia se expresa en equivalentes de base
por litro o en su equivalente de carbonato cálcico.
• Debido a que la alcalinidad de la mayoría de las aguas
naturales está compuesta casi íntegramente
de iones de bicarbonato y de carbonato, las
determinaciones de alcalinidad pueden dar estimaciones
exactas de las concentraciones de estos iones.
• La alcalinidad es la medida de la capacidad tampón de una
disolución acuosa, o lo que es lo mismo, la capacidad de
ésta para mantener su pH estable frente a la adición de
un ácido o una base.

18. 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.

19. Determinación de la fuerza de un
ácido
• La comparación de la fuerza de un ácido con la de otros ácidos, puede
determinarse sin la utilización de cálculos de pH mediante la observación de las
siguientes características:
• Electronegatividad: A mayor EN de una base conjugada en el mismo periodo, más
acidez.
• Radio atómico: Cuando aumenta el radio atómico, la acidez también aumenta.
Por ejemplo, el HCl y el HI, son ambos ácidos fuertes, ionizados al 100% en agua
para dar sus respectivos constituyentes iónicos. Sin embargo, el HI es más fuerte
que el HCl. Esto es debido a que el radio atómico de un átomo de yodo es mucho
mayor que el de un átomo de cloro. Como resultado, la carga negativa sobre el
anión I- se dispersa en una nube de electrones más grande y su atracción por el
protón H+ no es tan fuerte como la misma atracción en el HCl. Por tanto, el HI es
ionizado (desprotonado) más fácilmente.
• Carga: Cuanto más positivamente está cargada una especie es más ácida (las
moléculas neutras pueden ser despojadas de protones más fácilmente que los
aniones, y los cationes son más ácidos que moléculas comparables).

20. Acido debil
• Un ácido débil es aquel ácido que no está
totalmente disociado en una disolución acuosa.
Aporta iones al medio, pero también es capaz
de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la
fórmula general HA, en una disolución acuosa
una cantidad significativa de HA permanece sin
disociar, mientras que el resto del ácido se
disociará en iones positivos y
negativos , formando un equilibrio ácido-base
en la siguiente forma:

21. • Las concentraciones en equilibrio de reactivos y
productos se relacionan mediante la constante de
acidez (), cuya expresión es:
• Cuanto mayor es el valor de , más se favorece la
formación de iones , y más bajo es el pH de la
disolución. La de los ácidos débiles varía entre
1,80×10-16 y 55,50. Los ácidos con una
constante menor de 1,80×10-16 son ácidos más
débiles que el agua. Los ácidos con una constante de
más de 55,50 se consideran ácidos fuertes y se
disocian casi en su totalidad cuando son disueltos en
agua.

22. Base fuerte
• es aquella que se disocia cuantitativamente en
disolución acuosa, en condiciones de presión y
temperatura constantes. Además
fundamentalmente son capaces de aceptar
protones H+. Una reacción de este tipo viene
dada por: para bases hidroxílicas.
• para bases no hidroxílicas.

23. Ejemplos de Bases Fuertes
• NaOH, Hidróxido de sodio
• LiOH, Hidróxido de litio
• KOH, Hidróxido de potasio
• Hay otras bases fuertes no hidroxílicas, cuya
fuerza se entiende según la segunda reacción
mostrada antes. Algunos ejemplos notables son:
• n-BuLi, n-butil-litio
• C6H14LiN, diisopropilamida de litio o LDA
• NaNH2, amiduro de sodio
• HNa, hidruro de sodio

24. Base débil
• Una base débil es una sustancia que en
solución acuosa capta protones o iones
hidrógeno+ y se disocia parcialmente.
También una base es aquella sustancia que
tiene grupos oxhidrilo en su molécula y que
en solución acuosa los libera. Las aminas
también son bases débiles porque en
solución acuosa captan hidrógenos y liberan
oxhidrilos.

25. • Para que se pueda perder un protón, es
necesario que el pH del sistema suba sobre el
valor de pKa del ácido protonado. La
disminución en la concentración de H+ en la
solución básica desplaza el equilibrio hacia la
base conjugada (la forma deprotonada del
ácido). En soluciones a menor pH (más
ácidas), hay suficiente concentración de H+ en la
solución para que el ácido permanezca en su
forma protonada, o para que se protone la base
conjugada.
• Las soluciones de ácidos débiles y sales de sus
bases conjugadas forman las soluciones tampón.

26. Hidron
• es el nombre asignado por
la IUPAC al catión hidrógeno, H+, a veces llamado protón o
hidrogenión.
• Variedades del ion hidrógeno o Hidrón.
• Hidrón es el nombre de los iones hidrógeno positivos sin
considerar su masa nuclear, o sea, de los iones positivos
formados a partir del hidrógeno natural (sin ser sometido
a separación isotópica).
• Tradicionalmente, el término "protón" fue y sigue siendo
muy usado en lugar de "hidrón"; sin embargo, tal uso es
técnicamente incorrecto, pues sólo un 99.999% de los
núcleos de hidrógeno natural son protones; el resto
son deuterones y, más raramente, tritones.

27. • La forma hidratada del catión hidrógeno es
el ion hidronio, H3O+(aq), pues en medio
acuoso los protones no pueden existir de
modo aislado sino que se enlazan a una
molécula de agua mediante un enlace dativo.
• Al contrario, el ion hidrógeno con carga
negativa, H-, es el ion hidruro.

28. Grupo hidroxilo
• El grupo hidroxilo (también
llamado oxhidrilo) OH- es un grupo
funcional compuesto de 1 átomo
de oxígeno y también 1
de hidrógeno, característico de los alcoholes.
Tiene una carga formal (número de
oxidación) de –1 unidad, es sigma-aceptor y
pi-dador, y puede eliminarse por ejemplo por
sustitución nucleofílica, dando lugar a un
anión hidróxido.

29. • Hidróxido es el nombre usado para referirse
al anión hidroxilo OH-, uno de los iones
poliatómicos más simples y más importantes.
También hidróxido es un término general
para cualquier sal que contenga
cantidades estequiométricas de
este ion poliatómico. Estas sales son
generalmente álcalis o bases, es decir,
presentan pH superior a 7 en agua.

30. Indicador acido base
Indicador Zona de viraje Color 1 Color 2
Azul de timol (1º) 1,2-2,8 Rojo Amarillo
Rojo congo 3,0-5,2 Azul-violeta Rojo
Naranja de metilo 3,1-4,4 Rojo Amarillo-anaranjado
Azul de bromocresol 3,8-5,4 Amarillo Azul
Rojo de metilo 4,2-6,2 Rojo Amarillo
Tornasol 5,0-8,0 Rojo Azul
Azul de bromotimol 6,0-7,6 Amarillo Azul
Rojo neutro 6,8-8,4 Rojo Amarillo
Azul de timol (2º) 8,0-9,6 Amarillo Azul
Fenolftaleína 8,2-10,0 Incoloro Magenta
Carmín índigo 11,6-14,0 Azul Amarillo

31. • Un indicador es un pigmento que sufre un
cambio de color cuando se modifica el pH. Se
deben elegir de modo que coincida dicho
cambio o viraje al mismo tiempo que se llega
al punto de equivalencia de la valoración
ácido-base por lo que sirven para indicar dicho
punto. Suelen ser ácidos o bases orgánicos
débiles y la zona de viraje de cada indicador se
sitúa aproximadamente entre una unidad de
pH por debajo y una unidad por encima del
valor de su pKa.
• Zona de viraje= (pKa-1, pKa+1)