Potenciómetro

El pH-metro (potenciómetro) es un sensor utilizado en el método electroquímico para medir el pH de una disolución.

La determinación de pH consiste en medir el potencial que se desarrolla a través de una fina membrana de vidrio que separa dos soluciones con diferente concentración de protones. En consecuencia se conoce muy bien la sensibilidad y la selectividad de las membranas de vidrio delante el pH.

Mantenimiento

El electrodo de vidrio es relativamente inmune a las interferencias del color, turbidez, material coloidal, cloro libre, oxidante y reductor.

La medida se afecta cuando la superficie de la membrana de vidrio está sucia con grasa o material orgánico insoluble en agua, que le impide hacer contacto con la muestra, por lo tanto, se recomienda la limpieza escrupulosa de los electrodos.

Los electrodos tienen que ser enjuagados con agua destilada entre muestras. No se tienen que secar con un trapo, porque se podrían cargar electrostáticamente. Luego se deben colocar suavemente sobre un papel, sin pelusa, para quitar el exceso de agua. 

Calibrado

Como los electrodos de vidrio de pH mesuran la concentración de H+ relativa a sus referencias, tienen que ser calibrados periódicamente para asegurar la precisión. Por eso se utilizan buffers de calibraje (disoluciones reguladoras de pH conocido).

Precauciones

• El electrodo debe mantenerse humedecido siempre.
• Se recomienda que se guarde en una solución de 4M KCl; o en un buffer de solución de pH 4 ó 7.
• No se debe guardar el electrodo en agua destilada, porque eso causaría que los iones resbalaran por el bulbo de vidrio y el electrodo se volvería inútil.

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

Una constante de disociación ácida es un ejemplo particular de una constante de equilibrio. Para el equilibrio específico entre un ácido monoprótico, HA y su base conjugada A^- en agua:

HA + H₂O A^- + H₃O⁺

la constante de equilibrio termodinámica, K puede definirse por: 

donde {A} es la actividad de la especie química A, etc. K es adimensional ya que la actividad no tiene dimensiones . Las actividades de los productos de disociación están colocados en el numerador, las actividades de los reactivos están colocadas en el denominador. Ver coeficiente de actividad para una deducción de esta expresión.

Puesto que la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad (γ) la definición podría también escribirse como:

donde [HA] representa la concentración de HA y Γ es un cociente de coeficientes de actividad.

Para evitar las complicaciones que implica el uso de actividades, las constantes de disociación se determinan, cuando es posible, en un medio de alta fuerza iónica, es decir, bajo condiciones en las que Γ se puede suponer que es siempre constante.  por ejemplo, el medio puede ser una solución de 0.1 M de nitrato de sodio o 3 M de perclorato de potasio (1 M = 1 mol·dm⁻³, una unidad de concentración molar). Además, en todos, salvo en las soluciones más concentradas se puede suponer que la concentración de agua, [H₂O], es constante, aproximadamente 55 mol·dm⁻³. Dividiendo K por los términos constantes y escribiendo [H⁺] para la concentración de hidronio, se obtiene la expresión:

Esta es la definición de uso común. pK_a se define como -log₁₀K_a. Nótese, sin embargo, que todos los valores de las constantes de disociación publicados se refieren al medio iónico específico utilizado en su determinación y que se obtienen diferentes valores con distintas condiciones, como se muestra para ácido acético en la ilustración anterior. Cuando las constantes publicadas se refieren a una fuerza iónica que no sea la requerida para una aplicación particular, puede ajustarse mediante la teoría de iones específicos (SIT) y otras teorías.

AunqueK_a parece tener la dimensión de concentración, de hecho, debe ser adimensional o no sería posible obtener su logaritmo. La ilusión es el resultado de omitir el término constante [H_2O] de la definición de la expresión. Sin embargo, no es inusual, sobre todo en textos relativos a equilibrios bioquímicos, ver un valor citado con una dimensión como, por ejemplo, "K_a = 300 M".

 Ácidos monopróticos

Variación del porcentaje (%) de formación de un ácido monoprótico, AH, y su base conjugada, A^-, con la diferencia entre el pH y el pK_a del ácido.

Después de modificar la expresión que defineK_a tomando logaritmos y poniendo pH =-log 10 [H⁺] se obtiene:

Esta es una forma de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, de la que pueden obtenerse las siguientes conclusiones:

• A mitad de la neutralización [AH]/[A^-] = 1; dado que log (1) = 0, el pH a mitad de la neutralización es numéricamente igual al pK_a. Inversamente, cuando el pH = pK_a, la concentración de AH es igual a la concentración de A^-.
• La región tamponada se extiende sobre el intervalo aproximado pK_a ± 2, aunque el tamponamiento es débil fuera del rango de pK_a ± 1. Cuando pK_a ± 1, entonces [AH]/[A^{->/sup>] = 10 o 1/10.}
• Si se conoce el pH, se puede calcular la relación [AH]/[A-]. Esta relación es independiente de la concentración analítica del ácido.