pH

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Em físico-química, o pH é uma escala para medida do potencial hidrogeniônico (português brasileiro) ou potencial de hidrogénio (português europeu), que indica a acidez ou basicidade de uma solução aquosa. Soluções com pH menor que 7 são ácidas, e com pH maior que 7, básicas ou alcalinas. A água pura é neutra (pH = 7), sendo assim não é considerada ácida nem básica. Ao contrário do que é comumente dito, o valor do pH pode ser menor que 0 e maior que 14, para ácidos e bases muito fortes, respectivamente[1].

O pH relaciona-se matematicamente à atividade dos iões H+ em solução:

Sendo que representa a atividade em mol · dm−3.
Em soluções diluídas (abaixo de 0,1 mol · dm−3), os valores da atividade aproximam-se dos valores da concentração, permitindo que a equação anterior seja reescrita:

Histórico[editar | editar código-fonte]

O termo "pH" foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Søren Peter Lauritz Sørensen com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas (à época trabalhava no Laboratório Carlsberg, da cervejaria homônima). A grafia original tinha o "H" como subscrito: pH.[2]

Não há consenso sobre a origem exata do "p" em "pH". Já foi sugerido que vem do alemão Potenz, que significa "poder de concentração", ou do francês puissance (que também significa "poder" ou "potencial", baseado no fato de que o Laboratório Carlsberg era francófono). Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii. Também sugere-se que Sørensen usava as letras "p" e "q" (comuns na matemática) simplesmente para se referir à "solução de teste" e à "solução de referência"[2].

Atualmente, o "p" minúsculo é usado na química para se referir a cologaritmos decimais (como em pKa, que expressa uma constante de acidez).

Medida de pH[editar | editar código-fonte]

O pH pode ser determinado usando um medidor de pH (também conhecido como pHmetro) que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo".

O pH pode ser determinado indiretamente pela adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromotimol.

Outro indicador de pH muito usado em laboratórios é o chamado papel de tornassol (papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente básica (quando ele fica azul).

Embora o valor do pH compreenda uma faixa de 0 a 14 unidades, estes não são os limites para o pH. São possíveis valores de pH acima e abaixo desta faixa, como, por exemplo, uma solução que fornece pH = -1,00, apresenta matematicamente -log [H+] = -1,00, ou seja, [H+] = 10 mol L−1. Este é um valor de concentração facilmente obtido em uma solução concentrada de um ácido forte, como o HCl.

A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são azuis, enquanto em solos alcalinos são cor-de-rosa.[3]

pOH (Potencial Hidroxiliônico ou Oxidrogeniônico)[editar | editar código-fonte]

O pOH é algumas vezes utilizado para medir a concentração de íons OH-, ou alcalinidade de uma solução. A partir da constante de dissociação da água (Kw), pode-se determinar a relação entre [H+] e [OH-]. Pela definição:

A constante Kw tem valor 10-14 mol/L a 25°C. Ao aplicar logaritmos, obtém-se a relação entre pH e pOH:

Portanto, pOH ≈ 14 - pH, em condições ambientes. Esta relação não é estritamente válida em outras circunstâncias, como na medida de alcalinidade do solo.

Cálculo de pH de algumas soluções aquosas[editar | editar código-fonte]

O valor de pH de uma solução pode ser estimado se for conhecida a concentração em iões H+. Apresentam-se em seguida vários exemplos:

Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1[editar | editar código-fonte]

Esta é uma solução de um ácido forte, por isso, o HCl presente estará completamente ionizado. Como a concentração é de apenas 0,1 mol L−1, ele está suficientemente diluído para que os valores de sua atividade sejam próximos ao de sua concentração. Sendo assim, pode-se obter o pH pela expressão abaixo:

[H+] = 0,1 mol L−1
Então: pH = -log[0,1] = 1.

Alguns valores comuns de pH
Substância pH
Ácido de bateria < 1,0
Suco gástrico 1,0 - 3,0
Sumo de limão 2,2 - 2,4
Refrigerante tipo cola 2,5
Vinagre 2,4-3,4
Sumo de laranja ou maçã 3,5
Cervejas 4,0 - 5,0
Café 5,0
Chá 5,5
Chuva ácida < 5,6
Saliva pacientes com câncer (cancro) 4,5 - 5,7
Leite 6,3 - 6,6
Água pura 7,0
Saliva humana 6,5 - 7,5
Sangue humano 7,35 - 7,45
Água do mar 8,0
Sabonete de mão 9,0 - 10,0
Amoníaco 11,5
"Água sanitária" 12,5
Hidróxido de sódio (soda cáustica) 13,5


Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1[editar | editar código-fonte]

Esta é uma solução de uma base forte, sendo assim, o NaOH presente está completamente dissociado. Como sua concentração é de apenas 0,1 mol L−1, ele está suficientemente diluído para que seu valor de atividade seja próximo ao da concentração. Sendo assim:

[OH-] = 0,1 mol L−1 Então: pOH = -log[0,1] = 1.

Pela relação entre pH e pOH, tem-se:

pH + pOH = 14
pH = 14-1 = 13

Solução aquosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1[editar | editar código-fonte]

Esta é uma solução de um ácido fraco, que por sua vez, não está completamente ionizado. Por isso deve-se determinar primeiro a concentração de H+.

Para ácidos fracos deve-se considerar a constante de dissociação do ácido (Ka):

Ka = [H+][HCOO-] / [HCOOH]

A constante de dissociação do ácido fórmico tem o valor de Ka = 1,6 × 10−4. Assim, considerando que [A-] é igual a x, [HA] há-de ser a parte que não se dissociou, ou seja 0,1-x. Se desprezarmos a ionização da água, concluímos que a única fonte de H+ é o ácido, assim [H+] = [A-]. Substituindo as variáveis obtém-se:

A solução é:

[H+] = x = 3,9 × 10−3.

Através da definição de pH, obtém-se:
pH = -log[3,9 × 10−3] = 2,4

Ver também[editar | editar código-fonte]

Referências[editar | editar código-fonte]

  1. Lim, Kieran F. (2006). «Negative pH Does Exist». Journal of Chemical Education [S.l.: s.n.] 83 (10): 1465. doi:10.1021/ed083p1465. 
  2. a b Myers, Rollie J. (2010). «One-Hundred Years of pH». Journal of Chemical Education [S.l.: s.n.] 87: 30. Bibcode:2010JChEd..87...30M. doi:10.1021/ed800002c. 
  3. http://hgic.clemson.edu/factsheets/HGIC1067.htm

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  • LIDE, David R. (ed.), TAYLOR and FRANCIS. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 88.ed (Internet version 2008). Boca Raton, FL. Disponível em: HBCPnetbase. Acesso em: 1 mai 2008.
  • HARRIS, D. C. Medida do pH com um eletrodo de vidro. In: ______. Análise Química Quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005. cap. 15-5, p. 312-319.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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