pH

Você sabe o que é pH? E para que serve? Entenda agora como se mede o pH de uma solução. Antes de falar sobre pH, vamos ver o que é o produto iônico da água.

Quando pura ou quando usada como solvente, a água se ioniza em uma extensão muito pequena, gerando a seguinte condição de equilíbrio:

H₂O _(l) + H₂O _(l) → H₃O⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Outro meio de escrever essa mesma equação é:

H₂O _(l) → H⁺_(aq) + OH^-_(aq)

As concentrações de íons H⁺ e OH^- presentes no equilíbrio variam com a temperatura, mas serão sempre iguais entre si. Além disso, a 25 °C, as concentrações de H⁺ e OH^- na água pura são sempre iguais e valem 10^-7 mol/L.

Água pura →  [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/L

Considerando o equilíbrio da água:

H₂O _(l) ↔ H₃O⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Sua constante de ionização (K_w), a 25 °C, é igual a:

K_w = [H⁺] x [OH^-] = (10^-7) x (10^-7) → K_w = 10^-14

Assim como a água, qualquer solução que tiver mesmas concentrações de íons H⁺ e OH^- será neutra.

Para soluções ácidas ou básicas, teremos:

Quanto maior a [H⁺] → mais ácida é a solução

Quanto maior a [OH^-] → mais básica é a solução

O produto iônico da água pura ou em solução sempre apresenta um valor constante em determinada temperatura. Isso ocorre mesmo em soluções em que as concentrações de H⁺ ou OH^- sejam diferentes entre si. Por isso que, se conhecermos a concentração de H⁺ poderemos calcular a concentração de OH^-, pois à medida que a concentração de um aumenta a do outro diminui. Devido a isso, pH + pOH = 14.

O termo pH significa potencial hidrogeniônico e foi introduzido pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen em 1909, a fim de facilitar seus trabalhos no controle da qualidade de cervejas.

Para calcular o pH a partir da concentração de íons H⁺, usamos qualquer uma das seguintes fórmulas:

pH = colog [H⁺]

pH = - log [H⁺]

Da mesma forma, podemos calcular o pOH, que significa potencial hidroxiliônico, a partir da concentração de íons OH^-, da seguinte forma:

pOH = colog [OH^-]

pOH = - log [OH^-]

Exemplo:

[H⁺] = 10^-6 mol/L

pH = - log [H⁺] = - log 10^-6 = - (-6) log 10 → pH = 6

[OH^-] = 10^-5 mol/L

pOH = - log [OH^-] = - log 10^-5 = - (-5) log 10 → pOH = 5

Nas soluções neutras, a 25 °C, temos:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/L

pH = pOH = 7

pH + pOH = 14

A escala de pH, representada no esquema abaixo, apresenta valores que variam de zero a 14.

Escala de pH.

Indicadores e pH

É possível também determinar o pH de uma solução por meio do uso de indicadores, que são substâncias que mudam de cor de acordo com a concentração de íons H⁺ e OH^-.

Existem diversos indicadores ácido-base, sendo muito deles naturais, como o suco de repolho roxo. Porém, os mais utilizados em laboratório são sintéticos, como a fenolftaleína.

Genericamente, o comportamento de um indicador pode ser representado por:

HInd ↔ H⁺ + Ind^-

Incolor ↔ vermelho

A cor que a solução irá apresentar dependerá de qual espécie [HInd] e [Ind^-] estiver presente em maior concentração. Se adicionarmos um ácido a esse equilíbrio, teremos um aumento na concentração de H⁺ e isso deslocará o equilíbrio para a esquerda, fazendo com que [HInd] se torne maior que [Ind^-]. A solução torna-se, assim, incolor.

Por outro lado, se adicionarmos uma base a esse equilíbrio, teremos um aumento na concentração de OH^- e isso deslocará o equilíbrio para a direita, fazendo com que [Ind^-] se torne maior que [HInd]. A solução torna-se, portanto, vermelha.

A mudança de cor acontece em certos intervalos de pH, chamados faixa ou intervalo de viragem. Se o valor do pH da solução for inferior ao intervalo de viragem, teremos uma determinada cor. Já se for superior ao intervalo, teremos outra cor. Na faixa de viragem, a cor será intermediária às duas outras cores.

Os indicadores mais utilizados são o tornassol, o azul-de-bromotimol, o alaranjado de metila e a fenolftaleína. A tabela abaixo apresenta esses indicadores e as cores que adquirem na presença de um ácido e de uma base.

Fenolftaleína (esquerda) e papel tornassol (direita).

Determinação da [H⁺] e da [OH^-] nas Soluções

Nas soluções ácidas, o íon predominante é o H⁺, por isso, devemos conhecer sua concentração em mol/L para podermos determinar o pH da solução.

Para ácidos fortes:

Ácidos fortes são os que se dissociam quase completamente quando entram em contato com a água, logo considera-se o grau de ionização (α) = 100%.

Solução de HCl 0,1 mol/L

HCl → H⁺ + Cl^-

0,1 mol/L → 0,1 mol/L

[H⁺] = 0,1 mol/L = 10^-1 mol/L

pH = 1

Para outros ácidos:

Ácidos fracos são aqueles que se dissociam apenas em pequena escala na água, portanto, considera-se α < 100%.

Solução de H₃CCOOH 0,1 mol/L

α = 1%

H₃CCOOH ↔ H⁺ + H₃CCOO^-

0,1 mol/L → 0,1 mol/L se ------ α = 100x ---------- α = 1%

x = 0,001 mol/L

[H⁺] = 0,001 mol/L = 10^-3 mol/L

pH = 3

Nas soluções básicas, o íon predominante é o OH^-, por isso, devemos conhecer sua concentração em mol/L para podermos determinar o pOH da solução.

Para bases fortes:

Considera-se α = 100%.

Solução de NaOH 0,1 mol/L

NaOH → Na⁺ + OH^-

0,1 mol/L → 0,1 mol/L

[OH^-] = 0,1 mol/L = 10^-1 mol/L

pOH = 1 e pH = 13

Para outras bases:

Considera-se α < 100%.

Solução de NH₄OH 2 mol/L

α = 0,5%

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

2 mol/L → 2 mol/L se ------ α = 100x ---------- α = 0,5%

x = 0,01 mol/L

[OH^-] = 0,01 mol/L = 10^-2 mol/L

pOH = 2 e pH = 12

pH = colog [H⁺]

pH = - log [H⁺]

pOH = colog [OH^-]

pOH = - log [OH^-]

pH + pOH = 14