POH
medida de concentración de iones hidróxido
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Término químico utilizado para expresar el grado de alcalinidad de una disolución acuosa. Indica la concentración de los iones OH- en formato logarítmico negativo (notación p) y se define como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los aniones hidróxilo. Puesto que en disoluciones diluidas la actividad de los iones se aproxima a la concentración de los mismos, es frecuente, por comodidad en el cálculo, considerar el pOH como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración:
![{\displaystyle {\mbox{pOH}}=-\log _{10}{a}_{\rm {OH^{-}}}=-\log _{10}\left[\mathrm {OH^{-}} \right]}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6d0ef481e075f637e6f694a859ccf9bc9670a62d)
Disoluciones
En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación del agua, que puede expresarse mediante la conocida como reacción de autoprotólisis del agua:
![{\displaystyle {\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a343fc8c9ff92ce904ddf5b3f1fdba5c387082f5)
O también, dado el carácter anfótero del agua, en términos de reacción ácido base en que una molécula de agua que actúa como ácido, reacciona con otra que hace de base:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f1fffee921e1af8ea77ebb27a790e53aa71a52d6)
De acuerdo con estos equilibrios, la concentración de OH- es igual a la de H+ (o H3O+), esto es [OH-] = 1×10-7 M (0,0000001 M), es decir pOH = 7. Como el agua se considera neutra, ni ácida ni básica, se puede definir una escala de pOH, de forma similar a como se hace para el pH, pero aplicado a la concentración de aniones hidroxilo. Dicha escala tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, pero en este caso son ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7. Esto se hace a partir de la reacción anterior y del valor de su constante de equilibrio, denominada producto iónico del agua (Kw)[1][2]
![{\displaystyle K_{\rm {w}}={\rm {[{H_{3}O}^{+}]\cdot [{OH}^{-}]}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ae3ef7747c10df038c6e8465926a8d230d532008)
Donde:
![{\displaystyle {\rm {[H_{3}O^{+}]}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8564f3951da249c2e0a209e718d935780630365e)
![{\displaystyle {\rm {[OH^{-}]}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e02ba6b02b6faf8cad29b11e162fe28753196103)
es posible relacionar el pOH con el pH
![{\displaystyle \log K_{\rm {w}}=\log \mathrm {[H^{+}]} +\log \mathrm {[OH^{-}]} }](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ccc0e5bf7b0e41ac950fbcfde3c44b51d861635c)
![{\displaystyle -14=\log \mathrm {[H^{+}]} +\log \mathrm {[OH^{-}]} }](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/335955e92dd715b7b864655a2d41984ee31ac313)
![{\displaystyle 14=-\log \mathrm {[H^{+}]} -\log \mathrm {[OH^{-}]} }](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/11e8f5618f87934aed742a9433d99e82a786af48)
como se muestra en esta tabla:
| [H3O+] | 1 | 10-1 | 10-2 | 10-3 | 10-4 | 10-5 | 10-6 | 10-7 | 10-8 | 10-9 | 10-10 | 10-11 | 10-12 | 10-13 | 10-14 |
| [OH-] | 10-14 | 10-13 | 10-12 | 10-11 | 10-10 | 10-9 | 10-8 | 10-7 | 10-7 | 10-5 | 10-4 | 10-3 | 10-2 | 10-1 | 1 |
| pH | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 |
| pOH | 14 | 13 | 12 | 11 | 10 | 9 | 8 | 7 | 6 | 5 | 4 | 3 | 2 | 1 | 0 |
Diferencia entre el pH y el pOH
El pH mide las concentraciones de los iones hidrogeno , mientras que el pOH mide las concentraciones de los aniones hidroxilo o iones hidróxido.
