MARCO TEORICO

PH.

A lo largo de la historia hemos dado descripciones cada vez más sofisticadas de qué es un ácido y,
en consecuencia, hemos diseñado una variable para medir el nivel de acidez de una sustancia: el
pH.

Al principio hablábamos de ácidos como sustancias con una serie de propiedades comunes con
respecto al sabor. El sabor ácido del limón o del vinagre, por ejemplo. Ahora sabemos que estos
sabores dependen del ácido cítrico y del ácido acético, respectivamente. Además, descubrimos
que estas sustancias de “sabor ácido” tiñen de rojo determinados pigmentos, como el tornasol
que se extrae de algunos líquenes. Tradicionalmente se extrae de roccellas y dendrographas.
También atacan al mármol y reaccionan con algunos metales desprendiendo gas hidrógeno. El
químico Robert Boyle fue el primero en llamar ácidos a estas sustancias con propiedades similares.
Fue en 1663.

Hay sustancias que son opuestas a los ácidos. Que en contacto con los ácidos amortiguan sus
propiedades. Son sustancias de sabor amargo, que producen sensación jabonosa en la piel y tiñen
de azul el tornasol. A estas sustancias las denominamos álcalis, del árabe al kali, que significa
cenizas vegetales.

Cuando mezclamos una sustancia ácida con otra alcalina se obtiene una sal que pierde las
propiedades de ambas. Así los álcalis recibieron más tarde el nombre de bases, del griego basis,
que significa fundamento para la obtención de sales. Cuando se mezcla un ácido con una base se
forma una sal.

Sabemos que las propiedades de cualquier sustancia dependen de su composición y de su

estructura. El químico Lavoisier conjeturó que los ácidos eran sustancias que contenían un
elemento químico que en 1777 denominó oxígeno. La palabra oxígeno está formada por dos raíces
griegas, oxys, ácido, por el sabor punzante de estas sustancias, y genes, productor o engendrador.
De modo que la palabra oxígeno significa engendrador de ácidos.

Sin embargo, años más tarde se descubrieron otras sustancias con propiedades ácidas que no
contenían oxígeno en su composición. Como el ácido muriático (hoy llamado ácido clorhídrico,
HCl) que sirvió al químico Humphry Davy para conjeturar en 1810 que la acidez de las sustancias
depende del hidrógeno, no del oxígeno.

Más adelante, el químico Justus von Liebig quiso completar la idea de Davy. En 1838 propuso la
existencia de dos tipos de hidrógeno, siendo el hidrógeno que puede sustituirse por metales el
responsable de las propiedades de los ácidos.

El químico Svante August Arrhenius fue más allá. En 1887 propuso que el hidrógeno ácido era
hidrógeno que se desprendía de las sustancias ácidas como ion hidrógeno, escrito H+ y
coloquialmente denominado protón.
Esto permitió dar una definición más concreta sobre las bases. Arrhenius conjeturó que, si las
bases neutralizaban a los ácidos sería porque contienen un ion de carga opuesta que da lugar a la
formación de una sustancia que no es ni ácida ni básica, sino neutra. Pensó que ese ion sería el
OH–, ya que al unirse al H+ de los ácidos, daría lugar a la formación de agua, H2O.

Las definiciones de Arrhenius para los ácidos y las bases son limitadas, sobre todo para las bases,
ya que no todas las sustancias de propiedades básicas contienen OH–, como por ejemplo una
conocida base que utilizamos como producto de limpieza: el amoníaco, NH3. Sin embargo, y a
pesar de sus inconvenientes, esta teoría estuvo vigente casi cuarenta años, durante los cuales se
fueron sucediendo nuevas ideas que darían lugar a teorías más completas.

El químico Johannes Nicolaus Brønsted y el químico Thomas Martin Lowry, simultáneamente, pero
siguiendo líneas de trabajo diferentes, propusieron en 1923 una definición más precisa sobre los
ácidos y las bases. Esta definición forma parte de la que conocemos como teoría ácido-base de
Brönsted-Lowry. Según esta teoría, los ácidos son sustancias capaces de donar un protón (H+),
mientras que las bases son capaces de aceptarlos. De esta manera las reacciones entre ácidos y
bases pueden interpretarse como reacciones de transferencia de protones. Así por ejemplo el
amoníaco (NH3), es una base porque es capaz de captar H+ y formar el ion amonio (NH4+).

En la actualidad existen teorías más completas que la de Brönsted-Lowry, siendo la más conocida
la teoría de Lewis de 1938, que se basa en un concepto electrónico de mayor complejidad. Aun así,
la definición de uso más común de ácidos y bases es la que formularon Brönsted y Lowry.

A partir de la definición de ácido de Brönsted y Lowry, el químico Søren Peter Lauritz Sørensen
introdujo por primera vez en 1909 el concepto de pH. El pH está ligado a la cantidad de H+.

Mediante el uso de electrodos podemos medir la cantidad de H+ presente en una disolución, es

decir, la concentración de H+.

Para darle una numeración más manejable, Sørensen decidió aplicar la función logaritmo sobre el
valor de la concentración de H+. Esa es la definición matemática del pH: el logaritmo en base 10,
cambiado de signo, de la concentración de H+, cuando ésta se expresa en moles por decímetro
cúbico.
De esa manera obtuvo una escala de pH, que es la que utilizamos en la actualidad, que
normalmente oscila entre los valores 0 y 14. Así, el valor de pH 7 se corresponde con las sustancias
neutras. El agua pura tiene pH 7. Las sustancias ácidas son las que tienen un pH inferior a 7, y las
básicas superior a 7.

En la actualidad, para medir el pH utilizamos un electrodo sensible a los H+. Se conoce como pH-
metro (pronunciado peachímetro). Cada vez que se usa hay que calibrarlo usando unas
disoluciones de referencia cuyo pH es conocido y sirven de patrón para que el aparato construya la
escala de pH

Hay otras maneras de medir el pH. Una manera no tan precisa, pero útil, es el uso de indicadores
colorimétricos de pH. Según el color que adquieren, podemos saber el valor aproximado del pH. El
más antiguo y que se sigue usando es el tornasol. En disoluciones ácidas, de pH inferior a 5, el
tornasol es rojo, mientras que cuando el pH excede de 8 se vuelve azul.

Los indicadores son ácidos débiles, es decir, aunque tengan preferencia por donar iones H+,
también coexisten con otra forma básica que puede aceptarlos, y cada una de estas formas
presenta una coloración diferente.
Otro indicador colorimétrico de origen vegetal son las antocianinas. Las antocianinas de la col
lombarda se pueden aprovechar para fabricar un papel indicador ácido-base casero. Para eso se
empapa un papel de filtro con zumo concentrado de lombarda macerada y hervida. El papel se
deja secar y finalmente se corta en tiras para obtener varios indicadores de pH. A pH entre 1 y 2 el
color del zumo de lombarda será rojizo, a pH 4 será color ciruela, a pH 5 será púrpura, a pH 6-7
será azul, a pH 8 será azul verdoso, a pH 9-10 será verde esmeralda, a pH 10-11 será verde hierba,
a pH 12-13 será verde lima y a pH 14 amarillo.

En el laboratorio utilizamos varios indicadores de pH. Los más habituales son la fenolftaleína, el
naranja de metilo o el azul de metileno.

El pH es una variable química que nos permite medir el grado de acidez de una sustancia. Su
definición tiene cierta complejidad, y aun así ha calado en el lenguaje coloquial. Sin embargo, la
palabra pH no siempre se emplea de manera correcta. De hecho, ignorar el significado del pH,
igual que ignorar qué es un ácido o qué es un álcali, hace que las decisiones también sean
ignorantes. Como decantarse por la compra de un producto, sin entender si su pH lo hace mejor o
peor, o decidir seguir una dieta aberrante porque presuntamente está basada en este concepto
científico. Por cierto, el zumo limón no es alcalino, es ácido.

https://culturacientifica.com/2019/11/28/que-es-el-ph/

EFECTO DE LA TEMPERATURA EN EL PH

Cuando necesitamos medidas precisas de pH debemos tener en cuenta las potenciales fuentes de
error. En esta entrada consideraremos los efectos de la temperatura en la medida del pH. La
temperatura tiene efectos tanto en las soluciones que necesitamos medir como en los propios
instrumentos de medida. El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución y se
define con respecto a la concentración de iones hidrógeno presentes (menos logaritmo en base 10
de la actividad de iones hidrógeno).

La temperatura puede afectar a la medida del pH porque modifica la actividad de los iones de la
solución muestra, de los buffers (en las calibraciones) y a las solubilidades de los ácidos o bases
débiles y también al comportamiento de las membranas e iones de los electrodos de medida.
Comentaremos alguno de estos efectos y la mejor forma de evitar posibles errores.

EFECTOS SOBRE EL ELECTRODO

Cuando nos separamos de las condiciones estándar (1 M, 1 atm, 298 k o 25 ºC) la respuesta del
electrodo queda definida por la ecuación de Nernst : E=E0-2.3 (RT/nF) log aH+

Aunque la discusión de esta ecuación fundamental queda fuera del propósito de esta entrada, se
puede ver con claridad que cualquier cambio en la temperatura ( T ) modifica el valor de la
medida. Por esta razón desde hace un tiempo se ofrecen equipos con ATC (compensación
automática de la temperatura), para lo que es necesario una medida precisa de la temperatura.
Esta medida puede hacerse mediante una sonda de temperatura independiente del electrodo o
bien pueden utilizarse electrodos integrados capaces de medir simultáneamente potencial y
temperatura.

EQUILIBRIO TÉRMICO

Para medidas muy precisas un aspecto esencial que debemos tener en cuenta es el equilibrio
térmico entre las soluciones de calibración, soluciones muestra y electrodos. Debemos hacer las
calibraciones a la temperatura especificada por los buffers y deberíamos hacer la medida de las
muestras a esa misma temperatura siempre que sea posible

La falta de equilibrio térmico ocasionado por variaciones de temperatura de las soluciones o entre
éstas y el electrodo que estamos usando (por introducirlo sucesivamente en diferentes muestras a
diferente temperatura) ocasionará derivas y una respuesta lenta o inestable. En un laboratorio lo
ideal para evitar este posible error es calibrar y medir las muestras en un baño de agua
termostático a temperatura controlada.

EFECTOS SOBRE LAS SOLUCIONES

Un aumento de la temperatura aumentará la solubilidad y la disociación de las sales, ácidos y
bases (especialmente de ácidos y bases débiles) aumentando la concentración de iones en la
solución. Además, al aumentar la temperatura disminuirá la viscosidad y se incrementará la
movilidad de los iones. Como el pH es una medida de la concentración de protones su
modificación por efecto de la temperatura modificará la medida de pH.

Ya hemos comentado antes el efecto directo de la temperatura sobre el potencial de electrodo, si

observamos nuevamente la ecuación de Nernst vemos que las variaciones en la actividad del ion
hidrógeno (log aH+ ) también afectan a su respuesta modificando por tanto la medida de pH.

https://quercuslab.es/blog/efectos-de-la-temperatura-en-la-medida-del-ph/