Em
quimica
,
pH
e uma escala numerica
adimensional
utilizada para especificar a acidez ou basicidade de uma
solucao aquosa
. A rigor, o pH e definido como o
cologaritmo
da
atividade
de ions hidronio.
[
1
]
Podemos aproximar o calculo do pH usando a concentracao molar o ion hidronio ao inves da atividade hidrogenionica. A
agua
pura apresenta pH 7 a 25 °C, pois apresenta a mesma quantidade de ions
hidronio
e
hidroxido
vindos da
auto ionizacao da agua
. As solucoes com valores de pH menor que 7 sao
acidas
pois apresentam quantidade maior de ions hidronio e solucoes com valores maiores do que 7 sao
basicas
pois apresentam quantidade menor de ions hidronio em relacao aos ions hidroxido. Embora nao seja habitual, a escala pode assumir valores abaixo de zero (negativos ou acima de catorze quando se tratando de bases ou acidos muito fortes.
[
1
]
[
2
]
[
3
]
pH e um numero e nao deve ser confundido com as qualidades neutro, acido ou basico. Podemos dizer que o pH esta baixo ou que o meio esta acido mas nao podemos dizer que o pH esta acido. As medidas de pH sao importantes em diversas outras areas de conhecimento alem da quimica, como
agricultura
,
agronomia
,
aquicultura, biologia
,
engenharias
(
alimenticia
,
ambiental
,
civil
,
florestal
,
quimica
,
materiais
),
medicina
, tratamento e purificacao de agua e muitas outras aplicacoes.
Nota
: por razoes historicas, sera mantida a convencao de representar o hidrogenio ionico como
H
+
. Ressalta-se que a especie quimica efetivamente presente nas solucoes aquosas e o ion hidronio,
[H
3
O]
+
.
![{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{a}}_{H^{+}}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/04c5c5a7ad592410ab02d87dff3b00c1c636982e)
Sendo que
representa a atividade em mol · dm
?3
.
Em solucoes diluidas (abaixo de 0,1 mol · dm
?3
), os valores da atividade aproximam-se dos valores da concentracao, permitindo que a equacao anterior seja reescrita:
![{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/093977a79b6a17e02db4699475930e48c05d6468)
Uma solucao acida tem uma alta concentracao de ions de hidrogenio H
+
, maior do que a da agua pura. Solucoes basicas tem uma concentracao de H?
+
menor do que a da agua pura.
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4
]
O termo "pH" foi introduzido, em 1909, pelo bioquimico dinamarques
Søren Peter Lauritz Sørensen
com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas (a epoca trabalhava no
Laboratorio Carlsberg
, da
cervejaria homonima
). A grafia original tinha o "H" como subscrito: p
H
.
[
5
]
Nao ha consenso sobre a origem exata do "p" em "pH" sendo especulativa. Ja foi sugerido que vem do
alemao
Potenz
, que significa "poder de concentracao", ou do
frances
puissance
(que tambem significa "poder" ou "potencial", baseado no fato de que o Laboratorio Carlsberg era francofono). As vezes e referido do
latim
pondus hydrogenii
. Tambem sugere-se que Sørensen usava as letras "p" e "q" (comuns na matematica) simplesmente para se referir a "solucao de teste" e a "solucao de referencia".
[
5
]
Portanto, o uso do termo potencial do hidronio e termos correlatos nao e recomendado por nao ser oficial, nao estar nos livros didaticos e tambem por gerar confusao em relacao ao
potencial padrao
do
hidronio
.
Atualmente, o "p" minusculo e usado na quimica para se referir a
cologaritmos
decimais (como em p
K
a
, que expressa uma
constante de acidez
).
O pH pode ser determinado usando um
medidor de pH
(tambem conhecido como pHmetro) que consiste em um
eletrodo
acoplado a um potenciometro. O medidor de pH e um
voltimetro
com uma escala que converte o valor de potencial eletrodo em unidades de pH. Este tipo de
eletrodo
e conhecido como
eletrodo de vidro
, que na verdade, e um eletrodo do tipo "ion seletivo".
A pH pode ser determinado indiretamente pela adicao de um
indicador de pH
na solucao em analise. A cor do indicador varia conforme o pH da solucao. Indicadores comuns sao a
fenolftaleina
, o
alaranjado de metila
e o
azul de bromotimol
.
Outro indicador de pH muito usado em laboratorios e o chamado
papel de tornassol
(papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solucao e nitidamente acida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente basica (quando ele fica azul).
Embora o valor do pH compreenda uma faixa de 0 a 14 unidades, estes nao sao os limites para o pH. Sao possiveis valores de pH acima e abaixo desta faixa, como, por exemplo, uma solucao que fornece pH = -1,00, apresenta matematicamente -log [H
+
] = -1,00, ou seja, [H
+
] = 10 mol L
?1
. Este e um valor de concentracao facilmente obtido em uma solucao concentrada de um
acido forte
, como o
HCl
.
A
Hydrangea macrophylla
tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos acidos as flores sao azuis, enquanto em solos alcalinos sao cor-de-rosa.
[
6
]
O pOH e algumas vezes utilizado para medir a concentracao de ions OH
-
, ou alcalinidade de uma solucao. A partir da
constante de dissociacao da agua
(K
w
), pode-se determinar a relacao entre [H
+
] e [OH
-
]. Pela definicao:
![{\displaystyle K_{w}=[H^{+}][OH^{-}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2568c1e8952a76c2b36d18d9eb7f9117199f9b85)
A constante K
w
tem valor 10
-14
mol/L a 25 °C. Ao aplicar logaritmos, obtem-se a relacao entre pH e pOH:
Portanto, pOH ? 14 - pH, em condicoes ambientes. Esta relacao nao e estritamente valida em outras circunstancias, como na medida de
alcalinidade do solo
.
E importante ressaltar que K
w
varia com a temperatura e a pressao. Portanto, o valor de
p
K
w
a ser utilizado na expressao acima deve ser ajustado caso a temperatura e/ou a pressao nao correspondam a 25 °C e 1 atm.
[
7
]
O valor de pH de uma solucao pode ser estimado se for conhecida a concentracao em ions H
+
. Apresentam-se em seguida varios exemplos:
Solucao aquosa de acido cloridrico 0,1 mol L
-1
[
editar
|
editar codigo-fonte
]
Esta e uma solucao de um
acido forte
, por isso, o HCl presente estara completamente
ionizado
. Como a concentracao e de apenas 0,1 mol L
?1
, ele esta suficientemente diluido para que os valores de sua atividade sejam proximos ao de sua concentracao. Sendo assim, pode-se obter o pH pela expressao abaixo:
[H
+
] = 0,1 mol L
?1
Entao: pH = -log[0,1] = 1.
Solucao aquosa de hidroxido de sodio 0,1 mol L
-1
[
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|
editar codigo-fonte
]
Esta e uma solucao de uma
base forte
, sendo assim, o
NaOH
presente esta completamente
dissociado
. Como sua concentracao e de apenas 0,1 mol L
?1
, ele esta suficientemente diluido para que seu valor de atividade seja proximo ao da concentracao. Sendo assim:
[OH
-
] = 0,1 mol L
?1
Alguns valores comuns de pH
| Substancia
|
pH
|
| Acido de bateria
|
< 1,0
|
| Suco gastrico
|
1,0 - 3,0
|
| Sumo de
limao
|
2,2 - 2,4
|
| Refrigerante tipo cola
|
2,5
|
| Vinagre
|
2,4-3,4
|
| Sumo de
laranja
ou
maca
|
3,5
|
| Cervejas
|
4,0 - 5,0
|
| Cafe
|
5,0
|
| Cha
|
5,5
|
| Chuva acida
|
< 5,6
|
| Saliva
pacientes com
cancer
(cancro)
|
4,5 - 5,7
|
| Leite
|
6,3 - 6,6
|
| Agua
pura
|
7,0
|
| Saliva
humana
|
6,5 - 7,5
|
| Sangue
humano
|
7,35 - 7,45
|
| Agua do
mar
|
8,0
|
| Sabonete
de mao
|
9,0 - 10,0
|
| Amoniaco
|
11,5
|
| "
Agua sanitaria
"
|
12,5
|
| Hidroxido de sodio (soda caustica)
|
13,5
|
Entao: pOH = -log[0,1] = 1.
Pela relacao entre pH e pOH, tem-se:
pH + pOH = 14
pH = 14-1 = 13
Solucao aquosa de acido formico 0,1 mol L
-1
[
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|
editar codigo-fonte
]
Esta e uma solucao de um
acido fraco
, que por sua vez, nao esta completamente ionizado. Por isso deve-se determinar primeiro a concentracao de H
+
.
Para acidos fracos deve-se considerar a constante de dissociacao do acido (K
a
):
- K
a
= [H
+
][HCOO
-
] / [HCOOH]
A constante de dissociacao do acido formico tem o valor de K
a
= 1,6 × 10
?4
. Assim, considerando que [A
-
] e igual a
x
, [HA] ha-de ser a parte que nao se dissociou, ou seja 0,1-
x
. Se desprezarmos a ionizacao da agua, concluimos que a unica fonte de H
+
e o acido, assim [H
+
] = [A
-
]. Substituindo as variaveis obtem-se:
A solucao e:
[H
+
] =
x
= 3,9 × 10
?3
.
Atraves da definicao de pH, obtem-se:
pH = -log[3,9 × 10
?3
] = 2,4
Referencias
- LIDE, David R. (ed.), TAYLOR and FRANCIS.
CRC Handbook of Chemistry and Physics
. 88.ed (Internet version 2008). Boca Raton, FL. Disponivel em:
HBCPnetbase
. Acesso em: 1 mai 2008.
- HARRIS, D. C. Medida do pH com um eletrodo de vidro. In: ______.
Analise Quimica Quantitativa
. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005. cap. 15-5, p. 312-319.