pH

Um ácido, em solução aquosa, aumenta a concentração dos iões hidrónio (\(\text{H}_{3}\text{O}^{+}\)) e uma base, em solução aquosa, provoca o aumento dos iões hidróxido (\(\text{OH}^{-}\)). Como as concentrações destes iões estão relacionadas entre si (quando uma aumenta a outra diminui) é possível utilizar apenas uma delas para determinar o carácter ácido ou básico de uma solução.

A escala de \(pH\) de Sørensen

Sørensen propôs uma escala baseada na concentração do ião hidrónio, para determinar a acidez de uma solução:

$$pH=-log[H_{3}O^+]$$

em que a concentração do ião hidrónio é expressa em mol dm-3.

Quanto mais forte for um ácido, maior será a concentração de iões \(\text{H}_{3}\text{O}^{+}\) na solução.

A escala de \(pH\) (Figura 1) tem como limite superior, a 25 °C, o valor 14 (devido ao valor do \(K_{W}\)da água a essa temperatura).

 

Figura 1 - Escala de pH.
Figura 1 - Escala de pH.

 

A 25 °C, se \([\text{H}_{3}\text{O}^{+}]\) = 1,0 x 10-7 mol dm-3, a solução terá \(pH\) = 7.

Solução ácida: \([\text{H}_{3}\text{O}^{+}]\) > 1,0 x 10-7 mol dm-3, \(pH\) < 7 (a 25 °C)

Solução neutra: \([\text{H}_{3}\text{O}^{+}]\) = 1,0 x 10-7 mol dm-3, \(pH\) = 7 (a 25 °C)

Solução básica: \([\text{H}_{3}\text{O}^{+}]\) < 1,0 x 10-7 mol dm-3, \(pH\) > 7 (a 25 °C)

Cálculo da concentração de hidrónio a partir do pH

A função inversa do logaritmo de base 10 permite calcular a concentração de \(\text{H}_{3}\text{O}^{+}\) a partir do valor do \(pH\):

$$[H_{3}O^+]=10^{-pH}$$

Escala de \(pOH\)

O \(pOH\) é definido em relação à concentração do ião hidróxido tal como o \(pH\) é definido em função da concentração do hidrónio, ou seja:

$$pOH=-log[OH^-]$$

Relação entre \(pH\) e \(pOH\)

O limite máximo da escala de \(pH\), para cada temperatura, é a soma ente o \(pH\) e o \(pOH\) da solução. À temperatura de 25 °C:

$$pH+pOH=14$$

Desta relação:

Solução ácida (a 25 ºC):

\(pH\) < 7

\([\text{H}_{3}\text{O}^{+}]\) > 10-7 mol dm-3

\([\text{OH}^{-}]\) < 10-7 mol dm-3

Solução básica (a 25 ºC):

\(pH\) > 7

\([\text{H}_{3}\text{O}^{+}]\) < 10-7 mol dm-3

\([\text{OH}^{-}]\) > 10-7 mol dm-3

 

Tabela 1 - \(pH\) de soluções conhecidas[1].

Solução

\(pH\)

Ácido de bateria

1,0

Suco gástrico

1,6 a 1,8

Sumo de limão

2,2 a 2,4

Sumo de laranja

2, 4 a 2,6

Coca Cola

2,6

Vinho

2,8 a 3,6

Vinagre

3,0

Sumo de uva

4,0

Água com gás

4,0

Tomate

4,3

Cerveja

4,0 a 5,0

Queijo

4,8 a 6,4

Urina

4,8 a 7,5

Café

5,0

Chuva normal

5,5 a 6,5

Saliva humana

6,3 a 6,9

Leite de vaca

6,6 a 6,9

Água bidestilada

6,7

Sangue

7,3 a 7,5

Lágrima

7,4

Clara de ovo

8,0

Água do mar

8,0

Sabonete

10

Leite de magnésia

10,5

Água de Javel (lixívia caseira)

11

Limpa vidros

12

Limpa fornos

13 a 14

 

Soluções Ácido-base [© PhET]

Bilbiografia:
[1] T. S. Simões, M. A. Queirós, M. O. Simões, Técnicas Laboratoriais de Química – Bloco II, Porto Editora, Porto, 2003.

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