Potencial Hidrogeniônico (pH) - Indicadores ácido-base

Potencial Hidrogeniônico (pH) - Indicadores ácido-base

Segundo Arrhenius, um ácido é todo composto molecular que em solução aquosa sofre ionização liberando H+ e uma base é todo composto iônico que em solução aquosa libera OH-. Portanto, os valores de [H+] e do [OH-] indicam o caráter ácido ou básico das soluções aquosas.

Associamos as soluções ácidas ao sabor azedo. Associamos as soluções básicas ao sabor adstringente. Não se deve provar as soluções para identificá-las, pois vários delas são extremamente reativos.

É importante poder medir o carácter ácido-básico em substâncias. Utilizamos essa medição em vários aspectos de nossa vida. Por exemplo, identificando as chuvas ácidas, medindo a acidez do solo e a acidez do sangue. A mistura de ácidos e bases pode cancelar ou neutralizar os seus efeitos.

A escala pH mede o caráter ácido ou básico de soluções. O termo pH foi introduzido, em 1909, pelo químico dinamarquês Søren Sørensen (1868-1939).

Ionização da Água

A equação abreviada do equilíbrio iônico da água é:

Como acontece com todas as ionizações, a ionização da água é reversível.

O produto iônico da água (Kw) demonstra a condição de equilíbrio da autoionização da água.

KW = [H+] . [OH-]

Em Kw a letra w vem da palavra water, o que significa água em inglês.

O produto da molaridade de H+ e OH-  a 25oC  e  P= 1 atm é sempre 1,0 x 10-14. Como todas outras constantes de equilíbrio, KW varia com a temperatura.

Portanto:

KW = [H+] . [OH-] = 1,0 x 10-14             a 25oC  e  P= 1 atm.

Água pura é neutra apresentando concentrações iguais de H+ e de OH-. A molaridade de H+ (H3O+) e de OH- na água pura é ambos de 1,0 x 10-7 M a 25oC.

Os valores de concentração de H+ e OH- variam dependendo da acidez ou da basicidade da solução. As concentrações de H+ e OH-  são diferentes em águas puras, soluções ácidas e soluções básicas. Quando substâncias são misturadas com água, a mistura pode se tornar ácida ou básica. Se um ácido (H+) é adicionado a água, a concentração de (OH-) diminui. Se uma base (OH-) é adicionada a água, a concentração de (H+) diminui.  Alguns exemplos de substâncias ácidas são vinagre e suco de limão.  Alguns exemplos de substâncias básicas são leite de magnésia e sabonete.

Resumindo

TIPO DE SOLUÇÃO [ H+ ] [OH-] pH pOH
NEUTRA 10-7 10-7 7 7
ÁCIDA >10-7 <10-7 < 7 > 7
BÁSICA <10-7 >10-7 > 7 < 7

Para soluções aquosas ácidas:

[H+] aumenta [H+] > 10-7 mol/L
[OH-] diminui [OH-] < 10-7 mol/L

Para soluções aquosas básicas:

[OH-] aumenta [OH-] > 10-7 mol/L
[H+] diminui [H+] < 10-7 mol/L

Permanece sempre a constante do produto iônica da água:

KW = [H+] . [OH-]=1,0 x 10-14.

Como vimos acima, os valores de [H+] e [OH-] indicam o caráter ácido ou básico das soluções aquosas. Esses valores são expressos por números com expoentes negativos, como 10-14 ou 10-7.

Escala da pH

Sendo mais fácil trabalhar com logaritmos do que expoentes negativos, o químico dinamarquês Søren Sørensen (1868-1939) propôs transformar os expoentes em logaritmos.

Portanto:

pH = -log [H+]
e
pOH = -log [OH-]

A letra p significa potência.

Como já vimos

[H+] . [OH-] = 10-14                

Transformando em logaritmos temos:

log[H+] +log [OH-] = -14

Trocando os sinais

- log[H+] - log [OH-] = 14

Portanto

pH + pOH = 14

Em água pura

pH = pOH = 7

É importante resaltar que quando calculamos o pH e o pOH a base logarítmica é sempre 10.

A escala de pH vai de 0 a 14. A medida do pH permite identificar se uma solução é ácida, básica (alcalina) ou neutra.

pH = 7 solução neutra.

pH < 7 solução ácida  quanto menor o pH, mais ácida a solução.

pH > 7 solução básica quanto maior o pH, mais básica a solução.

A escala do pH é logarítmica e portanto, a diminuição de um número inteiro de pH abaixo de 7 é dez vezes mais ácido do que o número anterior. Por exemplo, pH 4 é dez vezes mais ácido do que o pH 5 e cem vezes (10 x 10) mais ácido do que o pH 6. O mesmo conceito funciona para valores acima de 7. O aumento de um número inteiro é dez vezes mais básico que o anterior. O pH 10 é dez vezes mais básico que o pH 9 e cem vezes mais básico que o pH 8.

Revisando logaritmos

Representação numérica de logarítmos
 Número  Expoente  Log do número
 1000  103  3
 100  102  2
 10  101  1
 1  100  0
 0.1  10-1  -1
 0.01  10-2  -2
 0.001  10-3  -3
 0.0001  10-4  -4

Calculando pH - exemplos

Exemplo 1

Se a concentração de NaOH em uma solução é 2,5 x 10-4 M qual é a concentração de H+?

Resolução

Como 1,0 x 10-14 = [H+][OH-], resolvemos a equação para [H+]:

(1,0 x 10-14)/[OH-] = [H+]
 (1,0 x 10-14)/(2,5 x 10-4) = [H+] = 4,0 x 10-11 M

Exemplo 2

Qual é o pH de uma solução de 0,002 M de HCl?

Resolução

A equação do pH é

pH = -log [H+]
[H+]= 2,0 x 10-3 M
pH = -log [2,0 x 10-3] = 2,70 

Exemplo 3

Qual é o pH de uma solução de 0,00005M de NaOH?

Resolução

A equação do pOH é -log [OH-]

pOH = -log [OH-]
[OH-]= 5,0 x 10-5 M
pOH = -log [5,0 x 10-5] = 4,30
pKw = pH + pOH
pH = pKw – pOH

Então

pH = 14 - 4.30 = 9.70

Sumário

- Potencial Hidrogeniônico (pH)
- Ionização da Água
- Escala da pH
- Indicadores
i. Indicadores de Ácidos
ii. Indicadores de Bases
- Aplicações no cotidiano
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