1.-
¿Qué es el pH y cuál es su definición exacta?
El
pH es una magnitud que sirve para medir la acidez de una
disolución acuosa con números sencillos. Es adimensional y está relacionado con la concentración de
iones H+ solvatados que, según el concepto de acidez de
Brönsted-Lowry, son los responsables de las propiedades ácidas o alcalinas de
una sustancia disuelta en agua. La escala de pH va del 0 al 14, de tal manera
que, cuanto menor sea el pH, mayor es la concentración de H+ y más ácida (menos
alcalina) es la disolución. Una disolución neutra, ni ácida ni alcalina, tendría pH=7 , que es el correspondiente al agua
pura.
El
concepto actual de pH se debe al químico danés S.P.L Sørensen (1909), quien lo definió como
el opuesto del logaritmo decimal de la actividad de los iones de
hidrógeno:
pH = - log aH+
La
actividad de una sustancia disuelta
viene a ser su “concentración efectiva”, que difiere de la concentración real
debido a sus interacciones intermoleculares. En el caso de que la disolución
sea diluida y se asemeje a una disolución ideal, la actividad es prácticamente
igual a la concentración, aH+ = (H+), por lo que en la
práctica se hace la aproximación:
pH = - log (H+)
Donde
(H+) es la concentración molar de iones hidrógeno (protones), que en
disolución acuosa estarían solvatados por las moléculas de agua. Tal y como
interpreta el modelo de Brönsted-Lowry, utilizado para describir la acidez en
disoluciones acuosas, los iones H+ son la partícula intercambiada entre las
sustancias que actúan como ácido y como base en la disolución acuosa. Cuando
se disuelve un ácido, el ion cuya presencia revela la acidez sería el ion
hidronio H3O+, que es un ion H+ unido
a una molécula de H2O :
AH + H2O à
A- + H3O+
Por
eso la definición de pH se suele presentar habitualmente en el contexto de
disoluciones acuosas diluidas como:
pH = - log (H3O+)
En
realidad, la solvatación real de los iones H+ no implica a una sola molécula de
agua (H30+), sino que puede admitir hasta tres (H9O4+).
Cuando hablamos de acidez y pH, la concentración de iones H+ se refiere al
conjunto en equilibrio de todas sus formas solvatadas, que se podría
representar como H+(aq) , pero que escribimos indistintamente como H+, H3O+
ó H+(aq).
2.-
¿Qué significa el término “pH” y cómo debe escribirse?
pH es un acrónimo de “potencial de hidrógeno”, formado por la
inicial p y el símbolo del hidrógeno H, aunque no está del todo claro si la
letra p proviene de potencial eléctrico (magnitud utilizada para medirlo experimentalmente), de potencial como capacidad (potentia),
de poder, o de cantidad (pondus).
Del mismo modo que pH = – log(H+),
actualmente en química la “p” significa el operador cologaritmo decimal ( –log)
. Así el pKa del ácido acético (Ka =1,8.10-5)
es pKa = - log 1,8.10-5 = 4,74
, el pKw de la autoprotólisis del agua (
kw= 1,0. 10-14) es pKw =- log 1,0. 10-14 = 14.
La única forma correcta de
escribirlo es tal como aparece aquí: pe
minúscula seguido de hache mayúscula, sin punto ni guión. En castellano (según
la RAE) se escribe con sus siglas pH y se lee tal cual como ”pe hache”.
En cuanto al dispositivo empleado para
medir el pH, comúnmente llamado “pehachímetro”, hay que decir que ni esta
palabra ni sus variantes están contempladas en el diccionario, sin embargo, la propia RAE recomienda el uso de «medidor de
pH». También se usa, y es válido, «pehachímetro», unión de «pehache», voz que
plasma gráficamente la lectura de la sigla «pH» y el elemento compositivo
«-metro» (RAE). También solemos encontrar, aunque no estén recomendadas, las
formas «pH-metro», «pHmetro» y «peachímetro».
3.-
¿Es lo mismo el pH que la acidez?
Tienen mucho que ver pero no es lo mismo. La
acidez es una propiedad química, mientras que el pH es uno de los parámetros
empleados para medir la acidez en disolución acuosa en determinadas
condiciones.
La acidez es la cualidad que tiene una
sustancia, ya sea pura, disuelta, o formando parte un sistema más complejo, de producir
con más o menos intensidad una serie de propiedades químicas características
como su sabor, la coloración de ciertos indicadores, su reacción con los
metales activos, y su tendencia a reaccionar con sus antagonistas denominadas
bases, neutralizándose mutuamente. Este comportamiento está relacionado con la tendencia de dicha sustancia a ceder protones ( H+) en el caso
de los ácidos, o de captarlos si son bases.
En el caso muy común de tratarse de un
medio acuoso, la acidez de la disolución está determinada por la concentración
(cantidad por unidad de volumen) y la fuerza (grado de disociación) que tengan
los ácidos (AH) disueltos, debido a la tendencia de éstos de ceder protones al
agua (AH + H2O à
H3O+ + A-) o, en el caso de las bases (B), a captar
protones del agua (B +H2O à BH- + OH-)
Por otra parte, el agua tiende a mantener un equilibrio entre
los iones H3O+ y OH- que están presentes en ella ( 2H2O D H3O+ y OH-
) , de tal manera que el producto de sus concentraciones se mantiene constante.
Así que un ácido disuelto aumentará la
concentración de iones hidronio y disminuirá la de iones hidróxido, mientras
que una base hará lo contrario.
Desde un punto de vista físicoquímico,
la acidez de una disolución acuosa es un efecto de la diferente concentración
de iones H3O+ y OH- que contiene. Cuanto más
hidronios y menos hidróxidos haya, más ácida será la disolución. Y al revés,
cuantos más hidróxidos y menos hidronios, más alcalina.
Así pues, la concentración de iones
hidronio (y lo mismo pudiera decirse de los hidróxidos) es una magnitud que da
la medida de la acidez de una disolución acuosa diluida. Sin embargo, como
estas concentraciones, expresadas en mol/L, suelen ser números muy pequeños que
requieren ser expresados en potencias negativas de 10, es preferible manejar
números más sencillos. De ahí la definición de pH. Por ejemplo, una disolución
ácida de (H3O+)= 1,0.10-5 M diremos que tiene pH=
5 (- log 1,0.10-5 = 5)
Desde
el punto de vista de la química analítica, el término “acidez” de una
disolución o de un producto comercial suele identificarse con la concentración
de los ácidos presentes, a veces considerando como si fuese uno solo de ellos,
mientras que el “pH” sigue siendo la medida de lo más o menos ácida que es
dicha disolución. Por ejemplo, si tenemos un vino que tenga 6,4 g/L de acidez (a.tartárica total) y pH = 3,5 debemos entender que el conjunto de los ácidos que tiene
disueltos, ácido tartárico junto a otros más, dan la misma acidez que si solo
tuviese ácido tartárico a 6,4 g/L de concentración. El que el pH sea 3,5 es un
indicativo de lo más o menos ácido que resulta ser ese vino, y dependerá de no
sólo de lo concentrados que estén sus ácidos sino también de cuáles sean éstos y
de si son más o menos fuertes, es decir, de su grado de disociación).
En
conclusión. Se puede decir que el pH es
un parámetro que permite expresar numéricamente la mayor o menor acidez (o
inversamente, la alcalinidad) de una disolución acuosa diluida que contenga
ácidos o bases. Su valor está determinado tanto por la concentración como con
por la fuerza de éstos.
4.-
¿Por qué la escala de pH va del 0 al 14?
Es
una consecuencia de las condiciones para las que se define el pH: Ácidos o
bases en disolución acuosa suficientemente diluidos, aunque en rigor esos dos
límites de la escala son arbitrarios.
La
autoionización del agua hace que sus moléculas estén disociadas en muy pequeño grado
en iones hidronio e hidróxido: H2O + H2O D H3O+
y OH- . El mantenimiento de
este equilibrio hace que el producto iónico (Kw) de sus
concentraciones molares se mantenga
constante con un valor de 1,0 .10-14 a 25ºC.
Kw = (H3O+).(OH-) = 1,0.10-14
Este
equilibrio entre hidronios e hidróxidos en el agua tiene lugar independientemente
de que la presencia de un ácido o una base en disolución eleve o reduzca la
concentración de alguno de estos. Operando en la igualdad anterior queda:
-log(H3O+) - log(OH-)
= -log 10-14 ;
pH + pOH = 14
En
el agua pura (H3O+)= (OH-)= 10-7
mol/L ; pH = 7, lo mismo que en una disolución neutra.
Si (H3O+) > (OH-) ; pH
<7 ,
es una disolución ácida.
Si (H3O+) < (OH-) ; pH
>7 ,
es una disolución básica o alcalina.
Cuanto
menor sea el pH (o mayor el pOH, ya que ambos suman 14) más ácida es la
disolución. ¿Dónde está el límite? Una disolución muy ácida de HCl 1 M tendría
(H3O+)= 1.100 mol/L y pH = 0 y, si estuviese
más concentrada, en teoría tendría pH negativo. Por otra parte, una disolución
muy alcalina de NaOH 1 M tendría (OH-) = 1.100 mol/L ,
pOH=0 y pH =14 y, si estuviese más concentrada, su pH sería mayor que 14. En
teoría esto es posible, sin embargo en la práctica estos ácidos o bases ya
estarían demasiado concentrados como para que el pH medido experimentalmente se
pareciese razonablemente a lo que dice su definición. Por esta razón, y por sencillez,
la escala de pH se considera entre 0 y 14.
5.-
¿Qué pasa con el pH de disoluciones de ácidos o bases muy concentradas?
En estas situaciones, la concentración
de H+(aq) toma valores muy
elevados en el caso de ácidos, o insignificantes en el caso de bases. Si se
introduce un medidor de pH en estas disoluciones, éste presentará un número,
pero tendrá muy poco que ver con lo que se pretende medir, que es la
concentración real de iones H+. Tampoco podríamos calcular el valor
del pH aplicando las relaciones sencillas que se derivan del equilibrio de
autoionización del agua y la teoría ácido-base de Bronsted-Löwry, ni pretender
que los ácidos fuertes estén totalmente disociados, por no decir que las
actividades ya serían notablemente distintas de las concentraciones reales. En
estas condiciones, el concepto de pH deja de ser válido y es preciso definir
otra función de acidez o de basicidad que
mida la verdadera acidez de la disolución y la relacione con su concentración.
Existen diferentes funciones de acidez
útiles para el caso de ácidos o bases concentrados. La más conocida es la función de Hammet (H0
para medios superácidos ó H- para superbásicos). Esta función se define
no en función del equilibrio de autoionización del agua sino en el equilibrio
entre la base débil B y el ácido conjugado BH+ correspondientes a la
sustancia cuya acidez se quiere evaluar:
H0
= pKBH+ + log ((B) /(BH+))
Sólo en el caso de que la
concentración sea muy baja, el valor de Ho coincide con el pH. Por ejemplo, si
Ho = 4, también pH = 4, y significa que la
reactividad ácido-base de los H+ solvatados es 104 veces
menor que en una disolución de pH = 0. Pero una disolución superácida con H0 =
-10 no es que tenga un pH = -10 , sino que sus H+ solvatados presentan
una reactividad ácido-base 1010 veces mayor que en una disolución
con pH = 0.
6.-
¿Sirve el concepto de pH para disoluciones no acuosas?
No. El concepto de pH y su medida,
dados su definición y el mecanismo de su detección experimental, relacionando
la acidez con la presencia de H+ y OH- en equilibrio con
en H2O, sólo es válido dentro del marco de disoluciones acuosas
diluidas. Sin embargo, las propiedades ácidas o básicas de muchas sustancias se
manifiestan también en otros disolventes no acuosos que presentan
autoprotólisis, como el amoníaco NH3 o el ácido tiociánico HSCN, o
incluso en fase gaseosa.
7.-
¿Cómo se puede calcular el pH de una disolución?
El pH de las disoluciones acuosas de
ácidos y bases, así como de sus sales, ya estén solos o mezclados unos con
otros, no resulta difícil de calcular siempre que estén suficientemente
diluidos y conozcamos su concentración y su fuerza, que viene referida por sus
constantes de acidez Ka o de basicidad Kb. Para ello planteamos los diferentes
equilibrios ácido-base que tienen lugar, incluida la autoionización del agua, y
relacionamos las constantes de cada equilibrio con las concentraciones finales
de cada especie. El pH se halla despejando la concentración de iones (H3O+).
Según sea el caso es muy útil simplificar el problema haciendo ciertas
aproximaciones:
Disoluciones
de ácidos o bases fuertes: Se suponen disociados al 100% y la aportación
de H3O+ del agua es despreciable si su concentración no
es inferior a 10-6 M
Disoluciones
de ácidos o bases débiles:
Hay que tener en cuenta su grado de disociación, valorar si es despreciable
frente a su concentración, y si también puede
despreciarse la aportación del equilibrio del agua.
Disoluciones
de ácidos o bases polipróticos:
Además de lo anterior, hay que tener en cuenta cada uno de los equilibrios de
protólisis. Finalmente, valorar posibles simplificaciones si las constantes son muy
diferentes.
Otros casos habituales en los cálculos
del pH son las disoluciones de sales que producen hidrólisis, las disoluciones
reguladoras, y las disoluciones resultantes de la neutralización entre solutos ácidos y básicos. De todos estos
casos abundan ejemplos y ejercicios en cualquier libro, tutorial o curso de
química que queramos consultar.
8.-
¿Qué pH tienen las disoluciones que nos rodean?
En nuestra vida
cotidiana estamos en contacto con sistemas materiales acuosos de carácter
neutro, ácido o alcalino que abarcan valores del pH que comprenden casi toda la
escala de 0 a 14.
El agua pura tiene pH=7, y
la mayoría de las aguas marinas, continentales o domésticas son más o
menos neutras, con pH comprendidos entre 6 y 9.
Los seres vivos tienen fluidos
con diversos pH, que en el caso del cuerpo humano abarca desde los muy ácidos
jugos gástricos (pH= 1 ó 2) o moderadamente ácidos como la piel (pH=5) y la
leche (pH=6,5), hasta los valores moderadamente alcalinos de la sangre
(pH=7,4) o el semen (pH=8).
En los alimentos los pH son generalmente ácidos,
desde 2 (muy ácidos) en los jugos de algunas
frutas, hasta valores entre 6 y 7 en muchas verduras y hortalizas.
En los
productos de uso industrial o de limpieza encontramos una gran variedad. Por
ejemplo, la lejía o los limpiadores amoniacales son muy alcalinos (pH>11)
mientras que los abrillantadores o los decapantes son bastante ácidos
(pH<4). Los jabones, detergentes, así como productos de higiene personal
suelen presentar pH moderados entre 6 y 8.
La tabla adjunta (aquasistemas.com.gt)
muestra varios ejemplos de la diversidad de pH que podemos encontrar en algunos
líquidos cotidianos, sobre la coloración que daría un indicador universal de
pH.
9.-¿Cómo
se mide experimentalmente el pH?
Se puede medir de forma aproximada por
medio de indicadores ácido-base, ya sean líquidos o absorbidos en tira de papel,
o de forma más precisa con un medidor de pH o pehachímetro.
9.1- Uso
de indicadores ácido-base
Un indicador ácido-base es un colorante orgánico que presenta un
equilibrio entre dos configuraciones distintas de distinto color. Según el pH
del medio en que se encuentre se manifestará sólo el color de una de ellas, y
existirá un intervalo de pH de transición en el que irá variando gradualmente
de color desde el de una forma al de la otra.
Indicadores líquidos
Para medir el pH de una
disolución es preciso utilizar simultáneamente varios indicadores líquidos
cuyos intervalos de viraje de color abarquen un amplio rango de la escala de
pH. Se añaden un par de gotas de cada uno a varias muestras de la disolución
problema, de este modo el conjunto de sus respuestas permitirá determinar cuál
es el pH de la disolución. Esta operación puede simplificarse utilizando un
indicador universal, que es una disolución de diferentes indicadores. Bastará
con añadir un par de gotas de éste a la disolución y comparar el color
resultante con una escala patrón de colores. Los indicadores líquidos son un
método de medida del pH bastante sensible siempre que se empleen correctamente
y solo para disoluciones incoloras.
 |
|
Cinta de indicador universal de pH de 0 a 14 |
Papel
indicador
Pero lo más común es la utilización de
tiras de papel indicador. En éstas,
la mezcla de indicadores está absorbida de forma estable en una tira de papel.
Basta con mojar levemente un trozo de esta tira con la disolución problema y
comparar con la escala de colores para saber su pH. En el mercado se pueden
adquirir tiras o cintas de papel indicador universal que abarca toda o casi
toda la escala de pH o bien tiras más selectivas para medir el pH con más
exactitud en rangos más estrechos de la escala. El uso de las tiras de papel es
muy fácil y rápido, pero tiene la desventaja de ser poco preciso (margen de
error de hasta ± una unidad) y de prestarse a engaño en caso de reacción con
algún componente de la disolución.
9.2- Medidores
de pH
El medidor de pH o pehachímetro
digital es un instrumento portátil que mide el pH en función de la diferencia
de potencial eléctrico existente entre la disolución cuyo pH se quiere
determinar y un electrodo de referencia que lleva incorporado, ya sea
independiente o combinado con éste.
En las condiciones en las que tiene
sentido la definición y la medida del pH, éste parámetro es directamente
proporcional a la diferencia de potencial éléctrico producida por la actividad
o concentración de los iones H+ que hay en la disolución problema y los
que hay en el interior del electrodo de referencia, de composición constante.
La separación entre ambas disoluciones es una membrana de vidrio en forma de
bulbo situada en el extremo de la sonda del aparato.
Los medidores de pH
constituyen el modo más rápido y preciso (sensibilidad de 0,01 unidades de pH) de medir este parámetro. Como
cualquier instrumento analítico, además del calibrado de fábrica, requiere un
mantenimiento y calibrado periódico con disoluciones reguladoras de diferentes
pH. Los pehachímetros
digitales portátiles suelen llevar integrado un medidor de temperatura además
de otras funciones como puede ser la medida de conductividad eléctrica.
 |
| Pehachímetro
de laboratorio con electrodo combinado de vidrio y sonda de temperatura |
10.-
¿Cómo se utiliza correctamente un medidor de pH de bolsillo?
Los medidores de pH de
bolsillo, como el que se puede ver en la foto, permiten hacer medidas rápidas
de pH en cualquier momento y lugar, por un precio bajo o moderado. Son fáciles
de calibrar y mantener y son muy recomendables para uso didáctico en el
laboratorio escolar y para otros usos particulares como el control del agua o
de productos alimentarios.
Normalmente vienen con sonda de temperatura
y corrección automática del pH con ésta, así que sirven alternativamente
como pehachímetro o como termómetro. Su sensibilidad suele ser de una centésima
de unidad de pH, o de una décima en los
más económicos.
Para utilizarlo correctamente, lo
mejor es seguir al pie de la letra las instrucciones del fabricante, que
debemos de guardar junto al aparato. En general, las operaciones son sencillas
y se reducen a lo siguiente:
Calibrado
Es imprescindible calibrar el
instrumento si ha pasado bastante tiempo sin haber sido utilizado y siempre que
vayamos a hacer una serie de medidas que requieran precisión. Se utilizan disoluciones
tampón o “buffer”, que son disoluciones reguladoras de referencia que siempre
mantienen un mismo pH. Según sea el modelo, el calibrado puede hacerse con 1,
2, ó 3 tampones de distinto valor del pH: que suelen ser en torno a 7, 4 y 10. Para esta
operación hay que seleccionar el modo de calibrado y tomar la medida en cada
disolución tampón, ajustando a continuación hasta su valor nominal. La mayoría
de los modelos hacen esta operación automáticamente.
Medida del pH
Para hacer una medida de pH, se lava
el electrodo con agua y se seca con papel absorbente, o con la misma disolución
que se va a medir (en este caso no secar). Se introduce en un vaso limpio conteniendo
una muestra de la disolución a medir, con cuidado de que el electrodo no toque
el fondo ni las paredes del recipiente. La membrana de vidrio debe quedar
totalmente sumergida sin que sobrepase el límite que indica el propio aparato,
que suele quedar 2 ó 3 cm por encima del extremo inferior. Remover suavemente,
esperar a que se estabilice la lectura en la pantalla y pulsar HOLD o anotar el
resultado. Al retirarlo, si ya no se van a hacer más medidas, cerrarlo y
guardarlo como se indica a continuación.
Almacenamiento
Cuando no se vaya a usar ya el aparato,
hay que evitar que se deteriore la membrana de vidrio del electrodo. Por ello
siempre debe mantenerse húmedo. Lo mejor es guardarlo mojado con la misma
disolución tampón de calibrado de pH=4,01 y con el capuchón cerrado. No usar nunca
agua destilada o desionizada para su almacenamiento.
11.-
¿Por qué es importante medir y controlar el pH?
El pH, entendido como una medida de la
actividad de los iones hidrógeno presentes en el medio, juega un papel
fundamental en los procesos químicos y en la composición y equilibrio de las
sustancias que forman la mayoría de los sistemas acuosos, ya sean éstos de
interés químico, biológico, geológico, industrial o doméstico.
Las razones por las que el pH es tan
determinante en el comportamiento de todos estos sistemas se pueden resumir en
dos:
1.- El ion H+ es catalizador de un gran número procesos
químicos en disolución. Actúa siguiendo los mecanismos habituales en una
catálisis homogénea, de tal manera que su concentración modifica la velocidad
de reacción de unas etapas frente otras alterando así los mecanismos de los
procesos globales. Como consecuencia de esto, el sistema irá evolucionando
químicamente por un camino u otro en función del pH, que tiene en este caso un
efecto selectivo en el control de los distintos productos que pudieran
obtenerse de las posibles reacciones.
2.- Por otro lado, el ion H+ Interviene en muchísimos equilibrios químicos en
medio acuoso, y una variación en su actividad hace que estos se desplacen
en uno u otro sentido, dando lugar a composiciones finales muy distintas para
el sistema en equilibrio
Un ejemplo de la primera puede ser la eficiencia
en la obtención industrial de un polímero, como puede ser la “cola blanca” de
urea-formol:
La reacción de condensación en cadena
del formaldehido con la urea es extremadamente lenta en condiciones
ambientales, hasta el punto de no observarse ningún cambio apreciable con el
tiempo:
n CH2O
+ n NH2-CO-NH2 g (-CH2-NH-CO-NH-)n + n H2O
Pero si se baja drásticamente el pH de
una mezcla de los dos reactivos en disolución añadiendo un ácido fuerte
concentrado, se producirá rápidamente la polimerización. En este caso el ion H+
actúa como catalizador modificando el mecanismo de la reacción que transcurre
ahora por otro camino de etapas mucho más rápidas gracias a la formación de un
intermedio en el que el carbonilo del formaldehido adiciona al H+
facilitando el ataque nucleófilo de los nitrógenos de la urea.
Un ejemplo de la segunda es la precipitación
o disolución de carbonatos en aguas duras:
En presencia de cationes calcio o
magnesio en disolución, el ion carbonato (CO32-) forma un
precipitado muy poco soluble:
Ca2+(aq) + CO32-(aq)
D CaCO3 (s)
Pero la concentración de carbonato en
el agua está en equilibrio con la de iones hidrógeno:
CO2
+ H2O D H2CO3
D HCO3-
+ H+ D CO32-
+ 2H+
Por esta razón, una subida de pH del
agua (aumento de la concentración de H+) desencadena un
desplazamiento hacia la izquierda en las reacciones anteriores, disolviendo así
los carbonatos sólidos, y por el contrario, una bajada del pH favorece la
precipitación de éstos. Esto sucede en el proceso Kárstico cuando las aguas pluviales,
ligeramente acidificadas por el CO2, van disolviendo las rocas
calizas mientras que las alcalinas, pobres en H+ favorecen su
precipitación. Algo parecido sucede con los depósitos de cal en tuberías o
lavadoras, según sea el pH del agua doméstica.
Podríamos hablar de muchos otros
ejemplos más, como la importancia de que se mantenga estable el pH del agua del
mar dentro de un estrecho margen de valores para que una variación de este,
debida por ejemplo al CO2 disuelto, no afecte drásticamente a toda la
compleja red de equilibrios químicos y biológicos que definen el ecosistema
marino. O cómo con la vigilancia del pH del agua clorada se puede evitar la
liberación accidental del peligroso gas cloro. O de lo importante que es
mantener el pH en un valor concreto durante la reacción de síntesis de un
determinado medicamento, para marginar selectivamente otras reacciones
paralelas competitivas no deseadas que puedan impurificarlo.
En conclusión. Si se quiere
comprender, controlar o modificar a voluntad la estabilidad y composición de un
medio, como por ejemplo un agua potable, un ecosistema fluvial, la síntesis
industrial de un medicamento o el estado de salud de la piel de una persona, es
imprescindible medir su pH no sólo para conocerlo sino también para tratar de
controlarlo o mantenerlo en sus niveles adecuados.
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