pH

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Em química, pH é uma escala numérica adimensional utilizada para especificar a acidez ou basicidade de uma solução aquosa. Uma boa aproximação geralmente utilizada é o logaritmo na base dez da concentração de íons hidrônio em mol por litro multiplicado por menos um (-1). A rigor, o pH é o logaritmo na base dez da atividade de íons hidrônio em mol por litro multiplicado por menos um (-1). As soluções com valores de pH menor do que 7 são ácidas e soluções com valores maior do que 7 são básicas. A água pura apresenta pH neutro, possuindo um valor de pH igual a 7 em 25 °C, não sendo ácida nem básica. Embora não seja habitual, a escala pode assumir valores abaixo de zero (negativos) ou acima de catorze quando se tratando de bases ou ácidos muito fortes.[1][2][3]

As medidas de pH são importantes em diversas outras áreas de conhecimento além da química, como agricultura, agronomia, aquicultura, biologia, engenharias (alimentícia, ambiental, civil, florestal, química, materiais), medicina, tratamento e purificação de água e muitas outras aplicações.

Definição[editar | editar código-fonte]

Nota: por razões históricas, será mantida a convenção de representar o hidrogênio iônico como H+. Ressalta-se que a espécie química efetivamente presente nas soluções aquosas é o íon hidrônio, [H3O]+.

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:

Uma solução ácida tem uma alta concentração de íons de hidrogênio H+ , maior do que a da água pura. Soluções básicas tem uma concentração de H​+ menor do que a da água pura.[4]

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.[5]

Não há consenso sobre a origem exata do "p" em "pH" sendo especulativa. 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".[5] Portanto, o uso do termo potencial do hidrônio e termos correlatos não é recomendado por não ser oficial, não estar nos livros didáticos e também por gerar confusão em relação ao potencial padrão do hidrônio.

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 voltímetro 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".

A 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.[6]

pOH[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.

É importante ressaltar que Kw varia com a temperatura e a pressão. Portanto, o valor de pKw a ser utilizado na expressão acima deve ser ajustado caso a temperatura e/ou a pressão não correspondam a 25°C e 1 atm[7].

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 íons H+. Apresentam-se em seguida vários exemplos:

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

Ver artigo principal: ácido clorídrico

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 0,1 mol L-1[editar | editar código-fonte]

Ver artigo principal: hidróxido de sódio

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 0,1 mol L-1[editar | editar código-fonte]

Ver artigo principal: ácido fórmico

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

  1. «IUPAC Gold Book - pH». goldbook.iupac.org. Consultado em 12 de fevereiro de 2017. 
  2. Buck, R. P. «MEASUREMENT OF pH. DEFINITION, STANDARDS, AND PROCEDURES» (PDF). Pure Appl. Chem. Consultado em 12 de fevereiro de 2017. 
  3. Lim, Kieran F. (2006). «Negative pH Does Exist». Journal of Chemical Education. 83 (10). 1465 páginas. doi:10.1021/ed083p1465 
  4. «Khan Academy». Khan Academy. Consultado em 5 de dezembro de 2017. 
  5. a b Myers, Rollie J. (2010). «One-Hundred Years of pH». Journal of Chemical Education. 87: 30. Bibcode:2010JChEd..87...30M. doi:10.1021/ed800002c 
  6. [1]
  7. «Release on the Ionization Constant of H2O» (PDF). Lucerne: The International Association for the Properties of Water and Steam. Agosto de 2007 

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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