Diferencia entre revisiones de «PH»
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En 1917 Hasselbalch propuso la [[Ecuación de Henderson-Hasselbalch|ecuación pertinente]] para calcular el pH de disoluciones amortiguadoras. La ecuación que postuló es la siguiente<ref>Studies Of Gas And Electrolytte Equilibria In Blood. By Donald D. Van Slyke and Julius Sendroy, Jr.1928</ref>:
<center><math>\mbox{pH} = \mbox{p}K_a + \log \left ( \rm \frac{[base]}{[acido]} \right )</math></center>
Adicionalmente se debe establecer la concentración total del par conjugado, <math>C_t= \rm {[base]} + {[acido]}</math> para fijar un valor de pH determinado.
Estas disoluciones contienen como especies predominantes, un par ácido/base conjugado en concentraciones apreciables. La capacidad reguladora que posea la disolución depende de la cantidad presente del ácido débil y su base débil conjugada, mientras mayor sea esta cantidad, mayor será la efectividad de dicha disolución. El que sean ácidos y bases débiles significa que actúan como [[Electrolito|electrólitos]] débiles, en pocas palabras, no se ionizan por completo en agua. La reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se generan agua y una [[sal]].
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