# PH

Kimikan, pH disoluzio baten azidotasuna ala basikotasuna kuantitatiboki adierazteko erabiltzen den eskala bat da, agrikultura, industria eta zientzietako arloetan maiz erabilia. Sørensen kimikari daniarrak 1909an pH-a lehenengo aldiz definitu zuen hidrogeno ioien (H$^+$) kontzentrazioan oinarriturik. Gaur egun pH-a disoluzio baten hidrogeno ioien aktibitatearen logaritmo hamartarraren balio negatibo bezala definitua dago,
    $\mathrm {pH} =-\log _{10}{a_{\mathrm {H} ^{+}}}$
Hala ere, disoluzio askotan hidrogeno ioien kontzentrazioa hain baxua da hauen aktibitatearekiko baliokidetzat har daitekeela, Sørensen-en jatorrizko formula erabilgarri izanik,
    $\mathrm {pH} =-\log _{10}{[\mathrm {H} ^{+}]}$
Ur puruan tenperatura 25 ºC denean hidrogeno ioien kontzentrazioa 10$^{−7}$ mol ⋅ L$^{−1}$ da, ondorioz pH 7 izanik. pH 7 neutro bezala jotzen da tenperatura horretan, hori baino pH baxuagoa duten disoluzioak azidoak dira eta altuagoa dutenak basikoak. Askotan disoluzioen pH balioak 0–14 bitartean egoten diren arren, posible da disoluzio oso azido baten pH-a negatiboa izatea eta oso basiko batena 14 baino handiagoa.
Soluzio akuoso baten tenperatura garrantzitsua da pH neutrala ezartzeko, eta horren arabera azidotasuna determinatzeko. Ur purua beti da neutroa, nahiz eta tenperatura igotzean bere pH-a jaitsi. Adibidez, ur puruaren pH neutrala 7,47 da 0 ºC-tan, 7,00 da 25 ºC-tan, eta 6,14 da 100 ºC-tan.
pOH eskalak ere funtzio eta formula bera du, baina hidroxilo ioien (OH$^−$) aktibitatean edo kontzentrazioan oinarriturik. Balioen esanahiak alderantziaktu egiten dira: pOH < 7 duten disoluzioak basikoak dira eta pOH > 7 dutenak azidoak.
Kontuan hartu behar da pH eta pOH eskala logaritmikoak direla: unitate bat gehitzea ala kentzea disoluzioa 10 aldiz azidoago ala basikoagoa egitea adierazten du. Horrela, pH 6 balioa pH 7 baino 10 aldiz azidoagoa da, eta pH 8 balioa pH 7 baino 10 aldiz basikoagoa.

## pH-a disoluzio akuosoetan

Ur puruaren eta disoluzio akuoso neutroen balioak tenperaturaren arabera :
| T (ºC) | pH ala pOH | pK$_w$ |
| −35 | 8,50 | 17,00 |
| 0 | 7,47 | 14,94 |
| 10 | 7,27 | 14,54 |
| 20 | 7,08 | 14,16 |
| 25 | 7,00 | 14,00 |
| 30 | 6,92 | 13,84 |
| 40 | 6,77 | 13,54 |
| 50 | 6,63 | 13,26 |
| 100 | 6,14 | 12,28 |
Ura anfiprotikoa da. Ur molekula batek noizbehinka beste bati hidrogeno ioi bat hartzen dio eraso nukleofilo baten bidez. Molekula erasotzaileak hidrogeno ioia irabaztean hidronio ioi bilakatzen da (H$_3$O$^+$) eta beste molekula berriz hidroxilo ioi (OH$^−$), autodisoziazio deritzon prozesuan.
    ${\ce {H2O + H2O <<=> H3O+ + OH-}}$
Autodisoziazioa endotermikoa da eta alderantzikagarria, tenperaturaren araberakoa den oreka kimiko bat osatuz. Uraren tenperatura igotzeak autodisoziazioa areagotzen du, ioi gehiago eratuz. Kasu honetan, pH-a kalkulatzeko hidronioen molartasuna erabiltzen da, hauek direlako hidrogeno ioiak daramatzaten espezie kimikoak.
    $\mathrm {pH} =-\log[\mathrm {H_{3}O^{+}} ]$
Tenperatura igo hala hidronioen molartasuna igo egiten da eta ondorioz pH-a jaitsi. Hala ere, ur purua neutro mantentzen da, hidronio eta hidroxilo ioiek molartasun bera izaten jarraitzen dutelako. Honen ondorioz ur puruaren zein disoluzio akuoso baten pH neutroa tenperatura igo hala jaitsi egiten da. Disoluzio akuosoetan baliagarri da baita ere pOH eskala, pH-aren definizio matematiko bera duena baina hidroxilo ioien molartasunean oinarritua.
    $\mathrm {pOH} =-\log[\mathrm {OH^{-}} ]$
Neutrotasunean bi ioien molartasunak berdinak izanik, pH eta pOH ere baliokideak dira eta berdin jaisten dira tenperatura igotzean.
    $\mathrm {pH_{neutroa}=pOH_{neutroa}}$
Egoera estandarrean (1 atm, 25 ºC), ur puruan 1,0 × 10$^{−7}$ mol ⋅ L$^{−1}$ hidronio ioi daude, ondorioz pH 7 izanik. Tenperatura horretan, orduan pH 7 balioak disoluzio akuoso bat neutroa dela adierazten du. Modu berean, 1,0 × 10$^{−7}$ mol ⋅ L$^{−1}$ hidroxilo ioi daude, pOH 7 izanik, neutrotasunaren adierazgarri baita ere tenperatura horretan.
Disoluzio akuoso bat azidoa da hidronioek hidroxilo ioiek baino molartasun handiagoa dutenean, eta basikoa hidroxilo ioiek hidronioek baino molartasun handiagoa dutenean. Orduan,
    $\mathrm {pH=pOH\Longrightarrow Disoluzio\ neutroa}$
    $\mathrm {pH<pOH\Longrightarrow Disoluzio\ azidoa}$
    $\mathrm {pH>pOH\Longrightarrow Disoluzio\ basikoa}$

### pH, pOH eta pK$_w$-ren erlazioa

Ur puruan eta disoluzio akuosoetan, hidronio eta hidroxilo ioien molartasunen biderketak uraren produktu ionikoa (K$_w$) osatzen dute. Tenperatura igotzean hidronio eta hidroxilo ioien molartasuna igo egiten denez, K$_w$ ere igo egiten da.
    $K_{\mathrm {w} }=[\mathrm {H_{3}O^{+}} ][\mathrm {OH^{-}} ]$
Hau jakinik, uraren produktu ionikoarekin erlazionatu daitezke pH-a eta pOH-a, ekuazioaren logaritmo hamartarren negatiboak ateraz eta konstante berri bat definituz, pK$_w$.
    $-\log {K_{\mathrm {w} }}=-\log[\mathrm {H_{3}O^{+}} ]-\log[\mathrm {OH^{-}} ]$
    $\mathrm {p} K_{\mathrm {w} }=\mathrm {pH} +\mathrm {pOH}$
Uraren pK$_w$ konstante bat da tenperatura bakoitzarekiko, eta ez da aldatzen azidotasuna ala basikotasuna igotzean. Egoera estandarrean (1 atm, 25 ºC) K$_w$ = 1,0 × 10$^{−14}$ mol$^2$ ⋅ L$^{−2}$ da, ondorioz pK$_w$ = 14 izanik. Horregatik pH-a jakin daiteke tenperatura bateko pK$_w$ jakinda eta disoluzioaren pOH neurtuta.
    $\mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {w} }-\mathrm {pOH}$

### pH-a azido sendo eta base sendoen disoluzioetan

Disoluzio akuoso batean, azido sendoen (HA) molekula ia guztiek galtzen dituzte hidrogeno ioiak base konjugatu ahuletan bilakatuz (A$^−$), eta base sendoen (B) molekula ia guztiek irabazten dituzte hidrogeno ioiak azido konjugatu ahuletan bilakatuz (HB$^+$). Bi kasuetan erreaktiborik ia geratzen ez denez, ez da oreka kimiko esanguratsurik osatzen.
    ${\ce {HA + H2O -> A- + H3O+}}$
    ${\ce {B + H2O -> HB+ + OH-}}$
Erreakzioaren erlazio estekiometrikoak jakinda, osatzen diren hidronio eta hidroxiloen molartasunak jakin daitezke. Azido sendoen disoluzioetan pH-a kalkulatzea eratutako hidronioen molartasuna jakitean datza. Base sendoen kasuan, eratutako hidroxiloen molartasunarekin pOH kalkulatu, eta ondoren pK$_w$-arekin erlazionatuta kalkulatu daiteke pH-a.

### pH-a azido ahulen disoluzioetan

Disoluzio akuoso batean, azido ahul baten (HA) molekula batzuk bakarrik galtzen dituzte hidrogeno ioiak, base konjugatu sendo bat (A$^−$) eta oreka kimiko esanguratsu bat eratuz.
    ${\ce {HA + H2O <=> A- + H3O+}}$
Azido ahul bakoitzak pK$_a$ izeneko konstantea dauka, azidoaren sendotasuna igo hala jaisten dena. Henderson-Hasselbalch ekuazioaren bidez, pH-a kalkulatu daiteke azidoaren pK$_a$ eta bere forma ezberdinen molartasunak jakinda.
    $\mathrm {pH=p{\mathit {K}}_{a}+\log {\frac {[A^{-}]}{[HA]}}}$

### pH-a base ahulen disoluzioetan

Disoluzio akuoso batean, base ahul baten (B) molekula batzuk bakarrik irabazten dituzte hidrogeno ioiak, azido konjugatu sendo bat (HB$^+$) eta oreka kimiko esanguratsu bat eratuz.
    ${\ce {B + H2O <=> HB+ + OH-}}$
Base ahul bakoitzak pK$_b$ izeneko konstantea dauka, basearen sendotasuna igo hala jaisten dena. Henderson-Hasselbalch ekuazioa doitu daiteke pH-a kalkulatzeko base ahulen disoluzio akuoso batean.
    $\mathrm {pH=p{\mathit {K}}_{w}-p{\mathit {K}}_{b}+\log {\frac {[B]}{[HB^{+}]}}}$

## pH-a disoluzio ez akuosoetan

Disoluzio ez akuosoetan hidrogeno ioien kontzentrazioa (aktibitatea) neurtu daiteke, baina ez dute ur disoluzioek erabiltzen duten pH-aren eskala berdina erabiltzen. Hidrogeno ioien aktibitatea (${a_{H+}}$) honela dago definitua:
    $a_{\mathrm {H} ^{+}}=\exp {\Biggl{\mu _{\mathrm {H} ^{+}}-\mu _{\mathrm {H} ^{+}}^{\circleddash } \over RT}{\Biggr )}$
non, $\mu _{\mathrm {H} ^{+}}$ hidrogeno ioiaren potentziala den, $\mu _{\mathrm {H} ^{+}}^{\circleddash }$ hidrogeno ioien potentzial kimikoa aukeratutako egoera estandarrean, $R$ gasen konstantea eta $T$ tenperatura termodinamikoa.
Hori dela eta disoluzio ez akuosoetan edota tenperatura eta presio baldintza normaletatik kanpo, baliteke pH 7 neutrotasuna ez adieraztea, hau da, ezin dira konparatu egoera normaleko pH-ekin.

## pH-aren neurketa

Disoluzio baten pH-a ezagutzea oso garrantzitsua da askotan, pH-aren aldaketa txikiek eragin handia izan dezaketelako hainbat prosezuetan. Adibidez, kimikan eta biokimikan pH-aren neurketa erabiltzen den prozedura analitiko garrantzitsuenetariko bat da. Izan ere, pH-ak molekulen egituraren eta jardueraren ezaugarri nabarmen asko zehazten ditu, eta, beraz, zelula eta organismoen portaerarena. pH-aren kontrolak garrantzi handia du zenbait industria prozesutan ere: uraren garbiketan, elikagaien kontserbazioan, galbanoteknia bainuetan eta abar. Gizakion organismoak beharrezkoa du pH-a aldagabe mantentzea zenbait funtzio era egokian egiteko; gure barne pH-a 7,35 eta 7,45 tartean gorde behar da. Landare mota bakoitza ere, pH doi bat duen lurrean bakarrik bizi daiteke. Horregatik, pH-a nuertzeko hainbat tresna edo metodo daude, batzuk zehatzagoak eta beste batzuk malguagoak:

### pH-metroa edo pH neurgailua

pH-aren neurketa pH-metro edo pH neurgailu baten bidez egin daiteke, instrumentu hau oso erabilia da ikerketa laborategi eta industrian.
Neurgailu honek bi elektrodo ditu, horietako bat erreferentziazko elektrodoa da eta bestea pH neurtzen duen elektrodoa. Bi elektrodo horien artean dagoen potentzial elektriko desberdintasunaz baliatuz pH-aren balioa ematen du. Hala ere, neurgailu hauek kalibrazioa eskatzen dute gutxienez egunean behin, izan ere pH elektrodoak ez du denbora luzez emaitza erreproduzigarririk ematen. Horretarako tanpoi disoluzioa batzuk erabiltzen dira, normalean pH 4 eta 10 dituztenak eta elektrodoa disoluzio horiekin kontaktuan jarri eta balioak zehazten zaizkio instrumentuari.

### pH-a neurtzeko papera

Disoluzio baten pH-a ere gutxi gorabehera neurtu daiteke adierazleak erabiliz: pH-aren arabera kolore ezberdina duten azido edo base ahulak. pH papera pH neurtzeko material sinpleenetakoa da, litmus edo tornasol papera delarik ezagunenetarikoa (kolore gorritik berdera joango dena pH-aren balioaren arabera). pH-a zehazteko paperek adierazle kualitatiboen nahasketa bat dute paper, disoluzioarekin kontaktuan jartzean erreakzionatu eta kolore bat erakusten dutenak. Adierazle ohiko batzuk fenoftaleina eta laranja metiloa dira.

### pH-metro naturala

Lonbarda barazkia pH-metro naturala da, izan ere, bertan dagoen pigmentu batek kolorez aldatzen du pH-aren balioaren arabera. Horretarako, lonbarda barazkia egosi egin behar da eta prozesu horretan zehar antizianina pigmentua askatuko du urari kolorea emanez. Ur horri pH-a aldatzen duten substantziak gehitzean kolore aldaketa ematen dela nabarituko da. Substantzia azidoren bat gehitzen bada urak kolore gorri-arrosa hartuko du, aldiz, basikoak gehitzean kolore urdina. Uraren pH-a 7 ingurukoa den kasuetan antizinak kolore morea emango dio urari.

## pH indargetzaileak

Ur-disoluzioan sortzen diren hainbat erreakzio kimikok sistemaren pH-a konstante mantentzea behar dute, nahi ez diren beste erreakzio batzuk gerta ez daitezen. Disoluzio indargetzaile, erregulatzaile edo tanpoi bat azido ahul batek bere base konjokatuarekin egiten duen nahasketa bat da. Bere ezaugarri nagusia da disoluzio baten pH-a egonkor mantentzen duela azido kantitate baten edo base indartsu baten gehikuntzaren aurrean.
Disoluzio hauek, espezie nagusi bezala, azido/base konjugatu pare bat dute kontzentrazio hautemangarrietan. Disoluzioak duen ahalmen erregulatzailea azido ahularen kantitatearen eta haren base ahul konjugatuaren araberakoa da; kantitate hori zenbat eta handiagoa izan, orduan eta handiagoa izango da disoluzio horren eraginkortasuna.
1917an Hasselbalch-ek disoluzio indargetzaileen pH-a kalkulatzeko ekuazioa proposatu zuen:
    $\mathrm {pH} =\mathrm {pK} _{a}+\log _{10}{\frac {[\mathrm {Basea} ]}{[\mathrm {Azidoa} ]}}$

## pH adierazleak

pH-aren adierazleek kolorea aldatzen dute ingurunearen pH-aren arabera, hau da, pH jakin bat arte kolore jakin bat izaten dute eta maila hori gainditzean kolore aldaketa jasaten dute. Horrelako adierazleak oso erabiliak izaten dira ikerketa laborategietan. Ondorengo taulan adierazle erabilienak biltzen dira, bai eta aldaketa ematen duten pH-aren balioak ere.
| Adierazlea | Aldaketa tartea (pH) | Hasierako kolorea | Bukaerako kolorea |
| Kresol-gorria | 0,2–1,8 | Gorria | Horia |
| Timol-urdina | 1,2–2,8 | Gorria | Horia |
| Laranja metiloa | 3,1–4,4 | Gorria | Hori-laranja |
| Bromokresol-urdina | 3,8–5,4 | Urdina | Berdea |
| Gorri metiloa | 4,2–6,2 | Gorria | Horia |
| Tornasol | 5,0–8,0 | Gorria | Urdina |
| Bromotimol-urdina | 6,0–7,6 | Horia | Urdina |
| Gorri neutroa | 6,8–8,0 | Gorria | Horia |
| Fenoftaleina | 8,2–10,0 | Kolorgea | Morea |
| Timoftaleina | 9,3–10,5 | Kolorgea | Urdina |

## pH-a giza gorputzean

Giza gorputza pH-az baliatzen da bere funtzionamendu egokia bermatzeko. Gorputzaren atal ezberdinek pH balio ezberdinak dituzte. Listuak esaterako, 6,5 eta 7,5 bitarteko balioak izaten ditu pertsona osasuntsu baten kasuan. Digestio aparatuak ere bere lana pH-aren baitan egiten du, horren arabera organo bakoitzean bakterio batzuk hazteko pH balio aproposak ditu. Horrela digestio aparatuaren lehenengo fasea 4 eta 6,5 bitarteko pH balioetan ematen da, baina bigarrenean, hau da, urdailean 1,5 eta 4 bitarteko balioak lortzen dira. Hesteak berriz, pH basikoak dituzte, 7 eta 8,5 bitarteko balioekin.
Odolean berriz, pH balio aproposa 7,4 ingurukoa da. Baina CO$_2$ balio altuak dituzten pertsonetan balio hori murriztu egiten da eta horrek sortzen du ahuleria.
Azala ere pH-az baliatzen da gorputza babestu eta patogeno ezberdinen sarrera ekiditeko. Izan ere, azalaren pH azidoak organismo arrotzak hiltzen ditu kontaktuan jartzean eta horrela gaixotasun eta infekzioetatik babesten du gorputza.

## pH-a kosmetika produktuetan

Garbiketa eta apaintze artikuluetan pH-aren balio garrantzitsua da, izan ere produktu horiek aplikatzen diren gainazalek pH hori jasateko egokituta egon behar dute. Apaintze eta higiene artikulu askok pH-a neutroa izaten dute, pH 5,5, eta ez pH 7. Azalak 5,5eko balioa du pH eskalan eta horregatik pH berdina duten substantziak erabili behar dira bere zaintzarako.

## pH-a elikagaien industrian

pH-aren balioak sustantzia ezberdinetan :
| Sustantzia/Disoluzioa | pH |
| HCl 0,1 M disoluzioa | 1,08 |
| Urin gastrikoa | 1,2 |
| Limoi zukua | 2,2 |
| Coca-cola | 2,5 |
| Ozpina | 2,8 |
| Sagarra | 3,0 |
| Garagardoa | 4,5 |
| Ardoa | 4,5 |
| Kafea | 5,0 |
| Tea | 5,5 |
| Euri azidoa | <5,6 |
| Listua (minbizia duten gaixoena) | 4,5–5,7 |
| Gernua | 5,5–6,5 |
| Euri-ura | 6,5 |
| Esnea | 6,8 |
| Ur purua (1 atm, 25 ºC) | 7,00 |
| Giza listua | 6,5–7,4 |
| Odola | 7,4 |
| Itsasoko ura | 8,0 |
| Eskutako xaboia | 9,0–10,0 |
| Amoniakoa 0,57 M disoluzioa | 11,5 |
| Sodio hipokloritoa | 12,5 |
| Sodio hidroxidoa 0,1 M disoluzioa | 12,88 |
Elikagaien industrian ere pH-a kontuan izatea ezinbestekoa da, izan ere ematen diren erreakzio kimiko eta mikroorganismoen aktibitateak pH-aren arabera baldintzatuak daude.
Hartzidura ematen den prozesuetan, hala nola, ogia, ardoa eta garagardoaren prestaketan, hartzigarriak hazten diren pH balioen barruan egon behar da. Adibidez, garagardoaren kasuan hartzidura ematen hasten denean pH-a 4,5eko balioetara igotzen da eta bertan mantentzen da, hori baita hartzigarrientzat balio optimoa.
Ogiaren kasuan berriz, masak 4,5 eta 5,5 bitarteko pH balioa izan behar du eta inoiz ez da 6ko baliotik igo behar. Hori gertatuz gero usain eta zapore txarra hartuko bailuke ogiak Bacillus subtilis mikroorganismoaren presentziagatik.
Freskagarrien kasuan ere pH-arekin jolasten da. Edari horietan karbono dioxidoa egoten da disolbatuta eta ondorioz bertako ura azidifikatuta egoten da, horrek ematen duelarik freskotasun sentsazioa. Esnea eta ura berriz, edari alkalinoak dira, hau da, zertxobait basikoak.

## pH-a naturan

Naturak ere pH-a erabiltzen du bere zenbait ziklo kontrolatzeko eta egokitzeko. Landareen kasuan esaterako lurraren pH-aren kontrola guztiz beharrezkoa da landare jakin bat hazi nahi bada. Adibidez, patata landu nahi bada lursail batean, lur horrek pH azidoa (4,8–5,4) eduki beharko du landarea indartsu hazteko. Azukre kainaberak landatu nahi badira aldiz, lurra neutro-basiko (7–8) egotea izango da egokiena. Normalean lurra zertxobait azidoa izaten da eta beraz ingurune azidotan ondo hazten diren landareek ez dute arazorik izango, baina basikoetan hazten direnek berriz kanpo laguntza beharko dute. Azken kasu horietan lurrari basikotasuna igotzeko gatzak gehitzen zaizkio, hala nola, karea (CaO), kaltzio hidroxidoa (Ca(OH)$_2$) eta kaltzita (CaCO$_3$).

## Erreferentziak

* 1 2 (Ingelesez) «pH» Encyclopedia Britannica (Noiz kontsultatua: 2021-08-01).
* ↑ (Ingelesez) Sørensen, Søren. (1909). Enzyme Studies II. The Measurement and Meaning of Hydrogen Ion Concentration in Enzymatic Processes. Biochemische Zeitschrift, 131-134 and 159-160 or..
* ↑ (Ingelesez) Głąb, S. (2005). Encyclopedia of Analytical Science (Second Edition). Elsevier, 72-78 or. doi:https://doi.org/10.1016/B0-12-369397-7/00445-3. ISBN 9780123693976..
* 1 2 Herrero Villen, María Asunción; Morais Ezquerro, Sergi Beñat; Noguera Murray, Patricia Silvestre; Tortajada Genaro, Luis Antonio; Atienza Boronat, Mª Julia. (2015-06-08). Cálculo del pH en disoluciones acuosas. (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* 1 2 3 4 5 6 (Ingelesez) «Temperature Dependence of the pH of pure Water» Chemistry LibreTexts 2013-10-02 (Noiz kontsultatua: 2021-08-01).
* 1 2 3 (Gaztelaniaz) Rodwell, Victor. (2019). Harper Bioquímica ilustrada, 31ª edición. McGraw-Hill, 10 or. ISBN 978-145-62-6738-4..
* 1 2 3 (Ingelesez) «8.6: The pH Concept» Chemistry LibreTexts 2016-08-05 (Noiz kontsultatua: 2021-08-10).
* ↑ (Ingelesez) Westcott, C.. (2012-12-02). Ph Measurements. Elsevier ISBN 978-0-323-16060-5. (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* ↑ (Ingelesez) «16.3: The Autoionization of Water» Chemistry LibreTexts 2015-02-06 (Noiz kontsultatua: 2021-08-11).
* ↑ (Ingelesez) Rondinini, Sandra. (2002-11-01). «pH measurements in non-aqueous and aqueous–organic solvents – definition of standard procedures» Analytical and Bioanalytical Chemistry 374 (5): 813–816. doi:10.1007/s00216-002-1455-z. ISSN 1618-2650. (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* ↑ Saila, Kultur. (2011-07-18). «pH» www.euskadi.eus (Noiz kontsultatua: 2021-03-01).
* ↑ (Gaztelaniaz) Delgado, Marco; Vanegas, Manuel; Delgado, Gustavo. (2007-07-03). «Metrología Química I: Calibración de un pHmetro y Control de Calidad» Universitas (León): Revista Científica de la UNAN León 1 (1): 14–20. doi:10.5377/universitas.v1i1.1627. ISSN 2311-6072. (Noiz kontsultatua: 2021-03-01).
* ↑ (Gaztelaniaz) «【Papel PH】¿Qué es, Para qué sirve, Cómo funciona?【2021】» Materiales de Laboratorio 2019-05-28 (Noiz kontsultatua: 2021-03-01).
* ↑ (Gaztelaniaz) Christen, Hans Rudolf. (1977). Fundamentos de la química general e inorgánica. Reverte ISBN 978-84-291-7133-4. (Noiz kontsultatua: 2021-03-01).
* ↑ «Ciencia Canaria - Coloreando el pH» www.cienciacanaria.es (Noiz kontsultatua: 2021-03-01).
* ↑ (Gaztelaniaz) «Solución Amortiguadora-Tampón» Quimipedia 2015-07-10 (Noiz kontsultatua: 2021-03-01).
* ↑ Hastings, A.Baird; Sendroy, Julius; Van Slyke, Donald D.. (1928-09). «STUDIES OF GAS AND ELECTROLYTE EQUILIBRIA IN BLOOD» Journal of Biological Chemistry 79 (1): 183–192. doi:10.1016/s0021-9258(18)83945-x. ISSN 0021-9258. (Noiz kontsultatua: 2021-03-01).
* ↑ (Gaztelaniaz) Monografias.com, Samuel Ramirez Pari. «Indicadores (Quimica analitica) - Monografias.com» www.monografias.com (Noiz kontsultatua: 2021-03-02).
* ↑ (Ingelesez) «pH en el cuerpo humano» News-Medical.net 2018-06-13 (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* ↑ (Ingelesez) Proksch, Ehrhardt. (2018). «pH in nature, humans and skin» The Journal of Dermatology 45 (9): 1044–1052. doi:10.1111/1346-8138.14489. ISSN 1346-8138. (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* ↑ (Ingelesez) Matousek, Jennifer L.; Campbell, Karen L.. (2002). «A comparative review of cutaneous pH» Veterinary Dermatology 13 (6): 293–300. doi:10.1046/j.1365-3164.2002.00312.x. ISSN 1365-3164. (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* ↑ (Gaztelaniaz) D'Santiago, Ilse; Marcano, María Estela Vivas de. (1996). «EL PH DE LOS JABONES» Dermatología Venezolana 34 (3) ISSN 2343-5755. (Noiz kontsultatua: 2021-03-01).
* 1 2 (Ingelesez) «pH of Common Acids and Bases» www.aqion.de (Noiz kontsultatua: 2021-08-12).
* 1 2 3 4 5 6 7 (Ingelesez) «Periodic Table of the Elements - pH» coolperiodictable.com (Noiz kontsultatua: 2021-08-13).
* 1 2 (Ingelesez) Coote, N.; Kirsop, B. H.. (1976). «Factors responsible for the decrease in pH during beer fermentations» Journal of the Institute of Brewing 82 (3): 149–153. doi:10.1002/j.2050-0416.1976.tb03739.x. ISSN 2050-0416. (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* ↑ «3) The pH of a household ammonia solution is 11» www.chemistry.mcmaster.ca (Noiz kontsultatua: 2021-08-12).
* ↑ (Ingelesez) Aplevicz, Krischina Singer; Ogliari, Paulo José; Sant'Anna, Ernani Sebastião. (2013-06). «Influence of fermentation time on characteristics of sourdough bread» Brazilian Journal of Pharmaceutical Sciences 49 (2): 233–239. doi:10.1590/S1984-82502013000200005. ISSN 1984-8250. (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* ↑ (Ingelesez) Birkhed, D.. (1984). «Sugar Content, Acidity and Effect on Plaque pH of Fruit Juices, Fruit Drinks, Carbonated Beverages and Sport Drinks» Caries Research 18 (2): 120–127. doi:10.1159/000260759. ISSN 0008-6568. PMID 6583004. (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).
* ↑ (Gaztelaniaz) «Importancia en la agricultura» Todo sobre el PH 2018-10-23 (Noiz kontsultatua: 2021-03-08).

## Ikus gainera

* Azido
* Base
* Puntu isoelektriko

## Kanpo estekak

* Datuak: Q40936
* Multimedia: ㏗ / Q40936