pH
Nota:Para outros significados, vejaPH (desambiguação).Emquímica,pHé uma escala numéricaadimensionalutilizada para especificar a acidez ou basicidade de umasolução aquosa.A rigor, o pH é definido como ocologaritmodaatividadede íons hidrônio.[1]Podemos aproximar o cálculo do pH usando a concentração molar o íon hidrônio ao invés da atividade hidrogeniônica. Aáguapura apresenta pH 7 a 25 °C, pois apresenta a mesma quantidade de íonshidrônioehidróxidovindos daauto ionização da água.As soluções com valores de pH menor que 7 sãoácidaspois apresentam quantidade maior de íons hidrônio e soluções com valores maiores do que 7 sãobásicaspois apresentam quantidade menor de íons hidrônio em relação aos íons hidróxido. 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]pH é um número e não deve ser confundido com as qualidades neutro, ácido ou básico. Podemos dizer que o pH está baixo ou que o meio está ácido mas não podemos dizer que o pH está ácido. As medidas de pH são importantes em diversas outras áreas de conhecimento além da química, comoagricultura,agronomia,aquicultura, biologia,engenharias(alimentícia,ambiental,civil,florestal,química,materiais),medicina,tratamento e purificação de água e muitas outras aplicações.
Definição
editarNota:por razões históricas, será mantida a convenção de representar o hidrogênio iônico comoH+.Ressalta-se que a espécie química efetivamente presente nas soluções aquosas é o íon hidrônio,[H3O]+.
![{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{a}}_{H^{+}}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/04c5c5a7ad592410ab02d87dff3b00c1c636982e)
Sendo querepresenta 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:
![{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/093977a79b6a17e02db4699475930e48c05d6468)
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
editarO termo "pH" foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquêsSøren Peter Lauritz Sørensencom o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas (à época trabalhava noLaboratório Carlsberg,dacervejaria 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 doalemãoPotenz,que significa "poder de concentração", ou dofrancêspuissance(que também significa "poder" ou "potencial", baseado no fato de que o Laboratório Carlsberg era francófono). Às vezes é referido dolatimpondus 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 aopotencial padrãodohidrônio.
Atualmente, o "p" minúsculo é usado na química para se referir acologaritmosdecimais (como em pKa,que expressa umaconstante de acidez).
Medida de pH
editarO pH pode ser determinado usando ummedidor de pH(também conhecido como pHmetro) que consiste em umeletrodoacoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é umvoltímetrocom uma escala que converte o valor de potencial eletrodo em unidades de pH. Este tipo deelétrodoé conhecido comoeletrodo de vidro,que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo".
A pH pode ser determinado indiretamente pela adição de umindicador de pHna solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são afenolftaleína,oalaranjado de metilae oazul de bromotimol.
Outro indicador de pH muito usado em laboratórios é o chamadopapel 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 umácido forte,como oHCl.
pOH
editarO pOH é algumas vezes utilizado para medir a concentração de íons OH-,ou alcalinidade de uma solução. A partir daconstante de dissociação da água(Kw), pode-se determinar a relação entre [H+] e [OH-]. Pela definição:
![{\displaystyle K_{w}=[H^{+}][OH^{-}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2568c1e8952a76c2b36d18d9eb7f9117199f9b85)
A constante Kwtem valor 10-14mol/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 dealcalinidade do solo.
É importante ressaltar que Kwvaria com a temperatura e a pressão. Portanto, o valor depKwa 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
editarO 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
Ver artigo principal:ácido clorídricoEsta é uma solução de umácido forte,por isso, o HCl presente estará completamenteionizado.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.
Solução aquosa de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1
editarVer artigo principal:hidróxido de sódioEsta é uma solução de umabase forte,sendo assim, oNaOHpresente está completamentedissociado.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
| Substância | pH |
|---|---|
| Ácido de bateria | < 1,0 |
| Suco gástrico | 1,0 - 3,0 |
| Sumo delimão | 2,2 - 2,4 |
| Refrigerante tipo cola | 2,5 |
| Vinagre | 2,4-3,4 |
| Sumo delaranjaoumaçã | 3,5 |
| Cervejas | 4,0 - 5,0 |
| Café | 5,0 |
| Chá | 5,5 |
| Chuva ácida | < 5,6 |
| Salivapacientes comcâncer(cancro) | 4,5 - 5,7 |
| Leite | 6,3 - 6,6 |
| Águapura | 7,0 |
| Salivahumana | 6,5 - 7,5 |
| Sanguehumano | 7,35 - 7,45 |
| Água domar | 8,0 |
| Sabonetede mão | 9,0 - 10,0 |
| Amoníaco | 11,5 |
| "Água sanitária" | 12,5 |
| Hidróxido de sódio (soda cáustica) | 13,5 |
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
editarVer artigo principal:ácido fórmicoEsta é uma solução de umácido 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 ax,[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
editarReferências
- ↑ab«IUPAC Gold Book - pH».goldbook.iupac.org.Consultado em 12 de fevereiro de 2017
- ↑Buck, R. P.«MEASUREMENT OF pH. DEFINITION, STANDARDS, AND PROCEDURES»(PDF).Pure Appl. Chem.Consultado em 12 de fevereiro de 2017
- ↑Lim, Kieran F. (2006).«Negative pH Does Exist».Journal of Chemical Education.83(10). 1465 páginas.doi:10.1021/ed083p1465
- ↑«Khan Academy».Khan Academy.Consultado em 5 de dezembro de 2017
- ↑abMyers, Rollie J. (2010). «One-Hundred Years of pH».Journal of Chemical Education.87:30.Bibcode:2010JChEd..87...30M.doi:10.1021/ed800002c
- ↑«Cópia arquivada».Consultado em 30 de junho de 2005.Arquivado dooriginalem 13 de outubro de 2007
- ↑«Release on the Ionization Constant of H2O»(PDF).Lucerne: The International Association for the Properties of Water and Steam. Agosto de 2007
Bibliografia
editar- 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.
