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&nbsp;ºC denean hidrogeno ioien kontzentrazioa 10−7 mol&nbsp;⋅&nbsp;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. 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&nbsp;ºC-tan, 7,00 da 25&nbsp;ºC-tan, eta 6,14 da 100&nbsp;ºC-tan.

pOH eskalak ere funtzio eta formula bera du, baina hidroxilo ioien (OH−) aktibitatean edo kontzentrazioan oinarriturik. Balioen esanahiak alderantziaktu egiten dira: pOH&nbsp;&nbsp;7 dutenak azidoak.

Kontuan hartu behar da pH eta pOH eskala logaritmikoak direla:

: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_3O^+}]

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. 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, p*K*w.

:-\log{K_\mathrm{w}}
=-\log[\mathrm{H_{3}O^{+}}]-\log[\mathrm{OH^{-}}]

:\mathrm{p}K_\mathrm{w}
=\mathrm{pH} + \mathrm{pOH}

Uraren p*K*w konstante bat da tenperatura bakoitzarekiko, eta ez da aldatzen azidotasuna ala basikotasuna igotzean. Egoera estandarrean (1&nbsp;atm, 25&nbsp;ºC) *K*w = 1,0&nbsp;×&nbsp;10−14 mol2&nbsp;⋅&nbsp;L−2 da, ondorioz p*K*w = 14 izanik. Horregatik pH-a jakin daiteke tenperatura bateko p*K*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.

:HA + H2O -> A- + H3O+

: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 p*K*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.

:HA + H2O  A- + H3O+

Azido ahul bakoitzak p*K*a izeneko konstantea dauka, azidoaren sendotasuna igo hala jaisten dena. Henderson-Hasselbalch ekuazioaren bidez, pH-a kalkulatu daiteke azidoaren p*K*a eta bere forma ezberdinen molartasunak jakinda. Hidrogeno ioien aktibitatea ({a_{H+}}) honela dago definitua:

:a_{\mathrm{H}^+}=\exp\Biggl({\mu_{\mathrm{H}^+}-\mu^\circleddash_{\mathrm{H}^+}\over RT}\Biggr)

non, \mu_{\mathrm{H}^+} hidrogeno ioiaren potentziala den, \mu^\circleddash_{\mathrm{H}^+} 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 
thumb|pHmetroaDisoluzio 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 
thumb|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.

## 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 CO2 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 
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 (CaCO3).

## Erreferentziak 
## Ikus gainera 
* Azido
* Base
* Puntu isoelektriko

## Kanpo estekak