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Para que una medición de pH sea correcta y exacta, es necesario contar con instrumentos y electrodos fiables. Seleccionar el equipo, manipularlo y realizar su mantenimiento de forma adecuada es fundamental para obtener resultados óptimos y prolongar la vida útil de los instrumentos. |
Guía para las mediciones de pH: teoría de las aplicaciones de pH de laboratorio
Esta Guía teórica sobre el pH se centra en ofrecer una descripción clara y práctica de cómo medir el pH sobre el terreno y en el entorno de un laboratorio. Se incluyen numerosas sugerencias y consejos para los puntos importantes. Además, la descripción del proceso de medición se refuerza más adelante mediante la descripción teórica de las mediciones de alcalinidad y acidez. También se contemplan los distintos tipos de electrodos de pH disponibles y los criterios de selección para escoger los electrodos adecuados
para cada muestra específica.
Índice:
- Introducción al pH
- Selección y manipulación de electrodos
- Guía de resolución de problemas para mediciones de pH
- Teoría completa sobre el pH
Vista previa de la Guía teórica sobre el pH:
1. Introducción al pH
¿Por qué decimos que un líquido de uso diario como el vinagre es ácido? El motivo es que el vinagre contiene un exceso de iones hidronio (H3O+) que lo convierte en una solución ácida. De igual forma, el exceso de iones hidróxilo (OH–) en una solución la convierte en básica o alcalina. En agua pura, los iones hidróxilo neutralizan los iones hidronio, de manera que la solución tiene un valor de pH neutro.
H3O+ + OH– ↔ 2 H2O
Figura 1.
La reacción entre un ácido y una base produce agua. Si las moléculas de una sustancia liberan protones o iones hidrógeno mediante disociación, significa que la sustancia es un ácido y la solución se convierte en ácida. Algunos de los ácidos más conocidos son el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico y el ácido acético o vinagre. A continuación se muestra la disociación del vinagre:
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO– + H3O+
Figura 2. Disociación del ácido acético.
No todos los ácidos son igual de fuertes. El grado de acidez de una solución se determina mediante el número total de iones hidrógeno que contiene. El valor de pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno (para ser exactos, se determina a partir de la actividad de los iones hidrógeno. Consulte el capítulo 4.2 para obtener más información sobre la actividad de los iones hidrógeno).
pH = –log [H3O+]
Figura 3. Fórmula que permite calcular el valor de pH a partir de la concentración de iones hidronio.
La diferencia cuantitativa entre las sustancias ácidas y alcalinas puede determinarse mediante la realización de mediciones del valor de pH. En la figura 4 se incluyen unos cuantos ejemplos sobre los valores de pH de algunas sustancias de uso diario y otros productos químicos:
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1.1. Soluciones ácidas o alcalinas
1.2. ¿Por qué se miden los valores de pH?
1.3. Herramientas para la medición del pH
a) Electrodo de pH
b) Electrodos de referencia
c) Electrodos de combinación
1.4. Guía práctica para unas mediciones de pH correctas
a) Preparación de las muestras
b) Calibración
c) Electrodo de pH
d) Exactitud de medición esperada
1.5 Guía paso a paso para la realización de mediciones de pH
2. Selección y manipulación de electrodos
Para desarrollar adecuadamente las mediciones de pH, deberá seleccionar primero el electrodo adecuado.
Los criterios más importantes en relación con las muestras que deben considerarse son: composición química, homogeneidad, temperatura, rango de pH y tamaño del recipiente (restricciones de longitud y anchura). La elección cobra especial importancia en las muestras viscosas, ricas en proteínas, de baja conductividad y no acuosas. En estos casos, los electrodos de vidrio para aplicaciones generales están sujetos a varias fuentes de error.
La exactitud y el tiempo de respuesta de un electrodo dependen de distintos factores. Una medición que se desarrolla con temperaturas y valores de pH extremos o en una sustancia de baja conductividad puede tardar más que la de una solución acuosa a temperatura ambiente con un pH neutro.
A continuación, se explica la importancia de los distintos tipos de muestras, tomando como punto de partida las distintas características de cada electrodo. De nuevo, en este capítulo se describen principalmente los electrodos combinados de pH.
a) Uniones cerámicas
La abertura que se encuentra en la pieza de referencia de un electrodo de pH para mantener
el contacto con la muestra puede tener distintas formas. Estas
formas han ido evolucionado con el paso del tiempo para satisfacer las distintas demandas
exigidas a los electrodos para la medición de diversas muestras. La unión estándar
es la más sencilla y se conoce como «unión cerámica». Está formada
por una pieza de cerámica porosa que se introduce en el eje de vidrio
del electrodo. Este material cerámico poroso permite que el electrolito salga
lentamente fuera del electrodo, pero evita que fluya con total libertad.
Este tipo de unión es muy recomendable para mediciones estándar en soluciones
acuosas; el InLab®Routine Pro de METTLER TOLEDO es un ejemplo
de este tipo de electrodos. En la figura 14 siguiente se muestra una representación esquemática
del principio de este tipo de unión.
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2.1. Distintos tipos de uniones
a) Uniones cerámicas
b) Uniones con manguitos / uniones de vidrio esmerilado
c) Uniones abiertas
2.2. Sistemas y electrolitos de referencia
2.3. Tipos de vidrio y formas de membrana
2.4. Electrodos de pH para aplicaciones específicas
Muestras sencillas
Muestras sucias
Emulsiones
Muestras sólidas o semisólidas
Muestras planas y muy pequeñas
Muestras pequeñas y recipientes de muestra difíciles
InLab®Power (Pro)
2.5. Mantenimiento de los electrodos
2.6. Almacenamiento de los electrodos
Almacenamiento a corto plazo
Almacenamiento a largo plazo
Sensores de temperatura
2.7. Limpieza de los electrodos
Obstrucción por sulfuro de plata (Ag2S)
Obstrucción por cloruro de plata (AgCl)
Obstrucción por proteínas
Otras obstrucciones de las uniones
2.8. Regeneración y vida útil de los electrodos
2.9. Información adicional
3. Guía de resolución de problemas para mediciones de pH
Los problemas que surgen durante las mediciones de pH pueden tener distintas causas: desde las relacionadas con el medidor, el cable y el electrodo, hasta las provocadas por las soluciones tampón, la temperatura de medición y la propia muestra (aplicación). Debe prestarse especial atención a los indicios del problema, ya que resultan útiles para identificar el origen del fallo. En la siguiente tabla se muestra una visión general de los indicios y las causas:
Resultados demasiado elevados, demasiado bajos o fuera de escala («---»)
- Compruebe el medidor, el cable, el electrodo, el procedimiento de calibración y la temperatura de la muestra.
Valores que no cambian
- Compruebe el medidor, el cable y el electrodo.
Tiempos de respuesta lentos
- Compruebe el electrodo y la muestra o la aplicación.
Alta desviación después de la calibración
- Compruebe el electrodo, las soluciones tampón y el procedimiento de calibración.
Baja pendiente después de la calibración
- Compruebe el electrodo, las soluciones tampón y el procedimiento de calibración.
Error de calibración
- Compruebe el medidor, el cable, el electrodo, las soluciones tampón y el procedimiento de calibración.
Deriva en las magnitudes de medida
- Compruebe el electrodo y la muestra o la aplicación.
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3.1. Comprobación del medidor y el cable
3.2. Comprobación de la temperatura de la muestra y la aplicación
3.3. Comprobación de las soluciones tampón y del procedimiento de calibración
Consejos sobre el uso de soluciones tampón
3.4. Comprobación del electrodo
4. Teoría completa sobre el pH
En las secciones anteriores, analizamos los aspectos prácticos de las mediciones de pH. En este capítulo veremos, principalmente, el contexto teórico de las mediciones de pH. Esta información está especialmente dirigida a aquellos lectores que deseen obtener
una comprensión más esencial de la teoría del pH.
Para comenzar, desarrollaremos la teoría básica del pH. A continuación, veremos la teoría de los sensores y, por último, trataremos algunos aspectos especiales.
4.1. Definición del valor de pH
Según Sørensen, el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones H3O+:
pH = –log [H3O+]
A partir de la ecuación, se deduce que si la concentración de iones H3O+ varía en potencias de diez, el valor de pH varía en una unidad. Esto representa perfectamente la importancia que tiene poder medir hasta los cambios más pequeños en los valores de pH de una muestra.
Con frecuencia, la teoría del pH se describe a partir de los iones H+ en relación con los valores de pH, aunque el ion correcto al que debe hacerse referencia en realidad es el hidronio (o, como suele denominarlo oficialmente la IUPAC, oxonio) (H3O+):
H+ + H2O ↔ H3O+
Los ácidos y las bases no son las únicas sustancias que muestran comportamientos de disociación para formar iones hidronio o hidróxido, sino que el agua pura también lo hace:
2 H2O ↔ H3O+ + OH–
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4.1. Definición del valor de pH
4.2. Correlación de concentración y actividad
4.3. Soluciones tampón
Capacidad de la solución tampón (ß)
Valor de dilución (ΔpH)
Efecto de la temperatura (ΔpH/ΔT)
4.4. Cadena de medición en la configuración de las mediciones de pH
Electrodo de pH
Electrodo de referencia
4.5. Calibración/ajuste de la configuración de las mediciones de pH
4.6. Influencia de la temperatura en las mediciones de pH
Influencia de la temperatura en el electrodo
Intersección isotérmica
Otros fenómenos relacionados con la temperatura
Influencia de la temperatura en la muestra medida
4.7. Fenómenos en el caso de soluciones de medición especiales
Error alcalino
Error ácido
Reacciones con el electrolito de referencia
Medios orgánicos
