pH

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Para outros usos deste termo, veja-se PH (desambiguación).

O pH é uma medida da acidez ou alcalinidad de uma solução. O pH indica a concentração de iones hidronio [H₃Ou⁺] presentes em determinadas substâncias. A sigla significa potencial de hidrógeno " (pondus Hydrogenii ou potentia Hydrogenii; do latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potência; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este termo foi acuñado pelo químico dinamarquês Sørensen, quem definiu-o como o logaritmo negativo de base 10 da actividade dos iones hidrógeno. Isto é:

$\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{a}_{H_3O^+} \right]$

Desde então, o termo "pH" utilizou-se universalmente pelo prático que resulta para evitar o manejo de cifras longas e complexas. Em dissoluções diluidas, em lugar de utilizar a actividade do ion hidrógeno, pode-se-lhe aproximar empregando a concentração molar do ion hidrógeno.

Por exemplo, uma concentração de [H₃Ou⁺] = 1 × 10^–7 M (0,0000001) é simplesmente um pH de 7 já que: pH = –log[10^–7] = 7

O pH tipicamente vai de 0 a 14 em dissolução acuosa, sendo ácidas as dissoluções com pH menores a 7 (o valor do expoente da concentração é maior, porque há mais protones na dissolução) , e alcalinas as que têm pH maiores a 7. O pH = 7 indica a neutralidade da dissolução (onde o disolvente é água).

Considera-se que p é um operador logarítmico sobre a concentração de uma solução: p = –log[...] , também se define o pOH, que mede a concentração de iones OH⁻.

Já que o água está desassociada em uma pequena extensão em iones OH^– e H₃Ou⁺, temos que:

K(constante)_{w(water; água)} = [H₃Ou⁺]·[OH^–]=10^–14 em onde [H₃Ou⁺] é a concentração de iones hidronio, [OH⁻] a de iones hidroxilo, e K_w é uma constante conhecida como produto iónico da água, que vale 10⁻¹⁴.

Portanto,

log K_w = log [H₃Ou⁺] + log [OH^–]

–14 = log [H₃Ou⁺] + log [OH^–]

14 = –log [H₃Ou⁺] – log [OH^–]

pH + pOH = 14

Pelo que se pode relacionar directamente o valor do pH com o do pOH.

Em dissoluções não acuosas, ou fora de condições normais de pressão e temperatura, um pH de 7 pode não ser o neutro. O pH ao qual a dissolução é neutra estará relacionado com a constante de disociación do disolvente no que se trabalhe.

Medida do pH

Dependendo do pH do solo a Hortensia (Hydrangea) pode possuir flores rosas ou azuis. Em solos ácidos (pH < 7) as flores são azuis, enquanto em solos alcalinos (pH > 7) são rosas.^[1]

O valor do pH pode-se medir de forma precisa mediante um potenciómetro, também conhecido como pH-metro, um instrumento que mede a diferença de potencial entre dois eléctrodos: um eléctrodo de referência (geralmente de prata/cloruro de prata) e um eléctrodo de vidro que é sensível ao ión hidrógeno.

Também se pode medir de forma aproximada o pH de uma dissolução empregando indicadores, ácidos ou bases débis que apresentam diferente cor segundo o pH. Geralmente emprega-se papel indicador, que se trata de papel impregnado de uma mistura de indicadores cualitativos para a determinação do pH. O papel de litmus ou papel tornasol é o indicador melhor conhecido. Outros indicadores usuais são a fenolftaleína e a laranja de metilo.

Apesar de que muitos potenciómetros têm escalas com valores que vão desde 1 até 14, os valores de pH também podem ser ainda maiores que 1 ou ainda menores que 14. Por exemplo o ácido de batería de automóveis tem valores próximos de pH menores que um, enquanto o hidróxido de sodio 1 M varia de 13,5 a 14.
Um pH igual a 7 é neutro, menor que 7 é ácido e maior que 7 é básico a 25 °C. A diferentes temperaturas, o valor de pH neutro pode variar devido à constante de equilíbrio da água (Kw).

A determinação do pH é um dos procedimentos analíticos mais importantes e mais usados em ciências tais como química, bioquímica e a química de solos. O pH determina muitas características notáveis da estrutura e actividade das biomacromoléculas e, por tanto, do comportamento de células e organismos.

Em 1909 , o químico dinamarquês Sorensen definiu o potencial hidrógeno como o logaritmo negativo da concentração molar (mais exactamente da actividade molar) dos iones hidrógeno.

$pH = -\log[H^+] \,\!$