Desde siempre hemos estado conviviendo con el término de pH y lo relacionamos directamente con dos conceptos totalmente contrapuestos: la salinidad y la acidez. Realmente esto no es del todo cierto aunque no hemos estado muy alejados de la realidad como vamos a poder ver en este artículo.

El pH es tan importante para un cultivador como el riego o el abonado y el no tenerlo en cuenta a la hora de cultivar es un hecho que nos puede acarrear innumerables contratiempos y problemas.

El término pH es una medida que nos indica la concentración de iones hidronio  [H3O]+ presentes en las disoluciones. Sus siglas significan potencial hidrógeno, potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones. El primero que acuñó este término fue el químico danés S. Sorensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como “la inversa del logaritmo en base 10 de la concentración de iones de hidrógeno”. Esto se expresa de esta forma:

pH = – log10 [ H+ ]

Se ha utilizado desde entonces de manera generalizada para evitar el manejo de cifras largas y con muchos decimales. En la actualidad, para las disoluciones, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno se le calcula empleando la concentración molar del ion hidronio, de esta forma una concentración de [H3O+] igual a 0,0000001 (10−7 M) equivale a un pH de 7.

pH = – log[10−7] = 7

La escala de pH va desde 0 a 14. Se denominan ácidas las disoluciones con pH menores que 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor porque hay más iones en la disolución) y alcalinas las de pH superiores a 7. Si el disolvente es agua, el pH vale 7 e indica la neutralidad de la disolución. Pero este concepto de neutralidad muchas veces se interpreta como “sin efecto”, “respetuoso con el medio sobre el que se aplica” o “de protección”. Es el caso de los productos de aseo y limpieza ya que se suelen utilizar la expresión «pH neutro» en su etiquetado cuando en realidad este tipo de productos presentan un pH 5,5. Esto se debe a las características de la piel humana, cuyo pH es también 5,5 y por lo tanto se indica este aspecto como de neutralidad para este tipo de productos que están destinados a entrar en contacto con la piel y destacar así su nula agresividad sobre el medio en el que se aplica. Si este tipo de productos tuvieran pH 7 se sometería a la piel a unas variaciones con posibles consecuencias negativas.

Con el pH lo que se intenta expresar es la facilidad que tendría una disolución para mantenerse estable o, por el contrario, reaccionar, lo que supondría una degradación o alteración de las sustancias que la constituyen. Como se puede intuir de esto depende la eficiencia de un tratamiento o de un abonado.

Contrariamente a lo que podamos pensar esto no tiene relación siempre con nuestras percepciones organolépticas. En la siguiente tabla se puede comprobar el pH de determinadas sustancias de uso cotidiano y realmente no siempre coincide con el concepto “ácido-salado”.

Sustancia pH aproximado
Drenaje minero ácido (DMA) <1,0
Ácido de las batería <1,0
Ácido gástrico (hiperclórico) 2,0
Jugo de limón (Ac. Cítrico) 2,4 – 2,6
Coca Cola 2,5
Vinagre 2,5 – 2,9
Jugo de naranja 3,5
Cerveza 4,5
Café 5,0
5,5
Lluvia ácida < 5,6
Leche 6,5
Agua 7,0
Saliva 6,5 – 7,4
Sangre 7,38 – 7,42
Agua de mar 8,0
Jabón 9,0 a 10,0
11,5
Lejía 13
14,0

El agua contiene trazas de dos iones: hidróxidos (OH) e hidronios (H3O+). Esto nos lleva a obtener una constante denominada producto iónico del agua (Kw).

Kw = [H3O+]·[OH] = 10–14

Por lo tanto,

log Kw = log [H3O+] + log [OH]

–14 = log [H3O+] + log [OH]

14 = –log [H3O+] – log [OH]

Por lo que se pueden relacionar directamente los valores del pH y del pOH.

pH + pOH = 14

En disoluciones no acuosas (sin presencia de agua) o en condiciones anormales de presión y temperatura el pH neutro no vale 7. En estos casos el pH al cual la disolución es neutra está relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje, pero normalmente este tipo de disoluciones no las solemos emplear en nuestros cultivos y por lo tanto no lo vamos a tener en consideración.

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La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en química, bioquímica y edafología ya que determina muchas características notables de la estructura y de la actividad de las biomoléculas, células y organismos.

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro o pH-metro, un instrumento que mide el potencial que se genera a través de una fina membrana de vidrio que separa dos electrodos, uno de “calomelano” (una sustancia natural rica en cloruro de mercurio) y otro de vidrio los cuales son sumergidos en la disolución de la que queremos medir el pH. Las varillas que soportan los electrodos son de vidrio común que no es conductor, mientras que el bulbo sensible que constituye el extremo del electrodo está formado por un vidrio polarizado que si es conductor. Se llena el bulbo con una solución de ácido clorhídrico y cloruro de plata. El voltaje en el interior del bulbo es constante manteniéndose el pH también constante (pH 7) de manera que la diferencia de potencial solo depende del pH del medio externo. El alambre que se sumerge en el interior es normalmente cloruro de plata lo que permite conducir este potencial hasta un amplificador.

Otra forma de medir el pH de una disolución de manera aproximada es empleando “indicadores”, que serían ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. La norma general dice que reaccionan las bases débiles frente a los ácidos fuertes y los ácidos débiles frente a las bases fuertes, otra combinación no reacciona y por lo tanto no se produce reacción química. Generalmente se emplea “papel indicador”, que consiste en un papel impregnado con una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH. El indicador más conocido es el “papel tornasol”. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

 pH-metro de uso doméstico

pH-metro de laboratorio

 Papel indicador de pH

Las escalas de los pH-metros tienen los valores que van desde 1 hasta 14 pero hay algunas disoluciones cuyas niveles de pH también pueden ser menores que 1 o mayores que 14. Por ejemplo, el ácido de las baterías de los automóviles tiene valores de pH menores a uno y el hidróxido de sodio o lejía varía de 13 a algo más de 14. Esto es debido a que cuando se estableció la escala todas estas sustancias o no existían o no se habían tenido en cuenta como referentes.

De forma estándar a nivel internacional se establece como pH neutro al valor igual a 7, a una temperatura del medio de 25 °C, uno menor que 7 es pH ácido y si es mayor que 7 es pH básico. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).

Diversas reacciones químicas que se generan en solución acuosa necesitan que su pH se mantenga constante para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones reguladoras o búfer son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH. Estas soluciones contienen, como especies predominantes, un par ácido/base conjugado en concentraciones apreciables. La reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base y generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se generan agua y una sal.

Este tipo de disoluciones son fundamentales para que un medio se conserve de forma habitable para determinados organismos. Hay muchos fluidos que se deben mantener dentro de unos rangos muy estrechos de pH y para ello se crean soluciones amortiguadoras. Son soluciones que pueden absorber pequeñas cantidades de ácidos o bases, sin un cambio significativo en su pH, es decir, contienen unas sustancias que inhiben los cambios de pH. Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal (por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio) o una base débil y una sal de esa base (como por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio). Los fluidos de los seres vivos, el agua de mar (o de las peceras) y fracciones importantes de los suelos son algunos de los ejemplos de disoluciones tampones existentes en la naturaleza.

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Las disoluciones tampones se utilizan en química y sirven como referencia en la medida del pH, por ejemplo la reacción del amoniaco en agua:

NH3 (g) + H2O → NH4+ (ac) + OH (ac)

Si observamos la reacción inversa veremos que los iones amonio reaccionan con una base, pero si disolvemos amonio en agua ocurre lo siguiente:

NH4+ (ac) + H2O (l) → NH3 (ac) + H3O (ac)

Podemos ver que las moléculas de amoniaco reaccionan con los ácidos. Si tuviésemos una solución con suficientes cantidades de cada una de estas sustancias tendríamos una solución amortiguadora: las moléculas del amoniaco reaccionarían con cualquier ácido que se añadiese, y los iones amonio reaccionarían con cualquier base que se añadiese.

Las soluciones amortiguadoras se preparan utilizando un ácido débil o una base débil con una de sus sales. En términos generales, las reacciones aparecerían de la siguiente forma:

– Para un ácido débil:             HA + OH → H2O + A

A+ H3O+ → HA + H2O

Donde el ácido débil sería HA y reacciona con la base OH que se añade. El ion negativo de la sal A, reaccionara con el ácido que se añade.

– Para una base débil:             MOH + H3O+  → M+ + 2H2O
M+ + OH → MOH

Donde la base débil MOH reaccionara con el ácido H3O+ que se añade. El ion positivo de la sal M+ reaccionara con la base que se añade.

Las soluciones amortiguadoras son totalmente eficaces para neutralizar los ácidos y las bases que se añaden, cuando las concentraciones del ácido débil (o de la base) y de la sal son iguales. Podremos preparar una solución amortiguadora para casi cualquier pH si escogemos el ácido o base débil correcta y siempre y cuando exista un ion común entre el electrolito débil y su sal.

El comportamiento de una solución amortiguadora puede ser explicado a partir del Principio de Le Chatelier que dice: “si un producto o subproducto es eliminado del sistema, el equilibrio se verá perturbado y la reacción producirá más producto con el objeto de compensar la pérdida”.

La regulación pulmonar de la pCO2 (presión parcial del gas carbónico de un medio gaseoso como el aire o líquido como la sangre) es otro ejemplo de solución amortiguadora. Normalmente es de 40 mm de Hg en el aire alveolar (paCO2) y en la sangre arterial (paCO2) y de 45 a 48 mm de Hg en la sangre venosa mezclada (pvCO2). La pCO2 de la sangre mide el CO2 disuelto en el plasma sanguíneo. La sangre esta amortiguada, principalmente, por el ion bicarbonato (HCO3), pero cuando ocurre la hiperventilación que se trata de un estado de sobrerrespiración causado por el miedo, la excitación o la ansiedad una persona expele más dióxido de carbono de lo necesario, alterando el equilibrio del acido carbónico.

El dióxido de carbono (CO2) es un óxido de naturaleza ácida que genera el ion bicarbonato. En la sangre se encuentra disuelto bicarbonato de sodio, (NaHCO3) que junto con el H2CO3 conforman un sistema regulador. Dependiendo de la cantidad de dióxido de carbono producido, o de otras causas de variaciones de pH, enzimas en la sangre favorecen la reacción hacia un lado u otro. En los pulmones, el bicarbonato es convertido de nuevo en dióxido de carbono para aumentar el pH de la sangre y luego es excretado como gas. También proteínas con grupos que capturen o liberen hidrógeno (H+), en especial la hemoglobina, actúan regulando la cantidad de hidrógeno en solución. Cuando estos mecanismos no alcanzan a amortiguar los excesos de ácido o base, se pueden excretan los grupos ácidos o básicos por la orina. Como se puede observar el consumo de bebidas isotónicas ricas en sales tiene una justificación cuando se produce un sobreesfuerzo.

Mantener el pH estable de la sangre es fundamental porque una alteración mínima en la misma bloquearía la bioquímica celular y con ello provocaría una muerte inmediata.