pH

O que é o pH? Definição
O pH ou potencial de hidrogénio iónico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio. O conceito foi introduzido por S. P. L. Sørensen em 1909. O "p" deriva do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o "H" é para o ião de hidrogénio (H+). Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii. O "p" equivale ao simétrico do logaritmo de base 10 da actividade dos iões a que se refere, ou seja,

em que [H⁺] representa a actividade de H⁺ em mol/dm³.

A equação é simplesmente uma definição concebida com o objectivo de simplificar a representação numérica de [H⁺]. Como se pode ver, o pH é dado por um número positivo. Se não o sinal menos a afectar o logaritmo, o pH seria um numero negativo devido aos valores normalmente muito pequenos de [H⁺]. Repare-se que o termo [H⁺] na equação acima apenas diz respeito à parte numérica da concentração do ião de hidrogénio, pois não se pode determinar o logaritmo em unidades. Assim, tal como a constante de equilíbrio, o pH de uma solução é uma quantidade adimensional. Como o pH é simplesmente uma forma de exprimir a concentração do ião hidrogénio, as soluções ácidas e básicas a 25º C podem ser identificadas através dos seus valores de pH, como se segue:

. Soluções ácidas: [H⁺] > 1,0 x 10 ^-7 M, pH < 7,00

. Soluções básicas: [H⁺] < 1,0 x 10 ^-7 M, pH > 7,00

. Soluções neutras: [H⁺] = 1,0 x 10 ^-7 M, pH = 7,00

Do mesmo modo pode-se definir o pOH em relação à concentração de íons OH^-. A partir da constante de dissociação da água que tem o valor de 10^-14 à temperatura de 298 K (25 ºC ), pode-se determinar a relação entre o pOH e o pH. Assim pela definição de K_w tem-se a relação entre as duas atividades:

K_w =[H⁺][OH^-]

Ao aplicar logaritmos, obtém-se a relação entre o pH e o pOH:

pK_w=pH+pOH=14

Como medir o pH

• Analiticamente:

O valor de pH de uma solução pode ser estimado se souber a concentração em íons H⁺. Exemplo:

• Solução aquosa de Ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L^-1:

Este é um ácido forte, por isso encontra-se completamente dissociado e encontra-se suficientemente diluído para que a atividade seja próxima da concentração. Assim [H⁺]=0,1 mol L^-1 e pH=-log[0,1]=1. O mesmo se aplica a outros ácidos fortes.

• Solução aquosa de hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1 mol L^-1:

Esta é uma base forte, por isso encontra-se completamente dissociada e encontra-se suficientemente diluída para que a atividade seja próxima da concentração. Assim [OH^-]=0,1 mol L^-1 e pOH=-log[0,1]=1. Logo pH=14-1=13

• Solução aquosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1 mol L^-1:

Este é um ácido fraco, que não está completamente dissociado. Por isso deve-se determinar primeiro a concentração de H⁺.
Para ácidos fracos deve-se ter em conta a constante de dissociação do ácido:

K_a = [H⁺][A^-] / [HA]

A constante de dissociação do ácido fórmico tem o valor de K_a = 1,6 × 10⁻⁴. Assim considerando que [A^-]é igual a x, [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.

• O pH pode ser determinado experimentalmente:

• por adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia constante o pH da solução.

Um indicador de pH é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina. Normalmente, em da adição do indicador de pH, a cor da solução varia, dependo do seu pH.
Os indicadores de pH, são frequentemente, ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íões H⁺ ou OH^-. A ligação a estes iões provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes a cor.

Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o meio está ácido (pH<7),>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH^-(hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os aniões do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).

Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH^- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido (pH<7)>

Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromofenol.

Uma das causas de erro no uso dos indicadores é o facto da viragem dos mesmos ser gradual e se dar em um certo intervalo de pH. Outra causa de erro é devido ao fato da mudança de cor do indicador ocorrer em um pH diferente do pH do ponto de equivalência, fazendo com que o volume do titulante no ponto final seja diferente do volume do titulante no ponto de equivalência. Na prática procura-se escolher um indicador de cause o menor erro possível. É necessário frisar que não há necessidade de se eliminar o erro, isto é, não é preciso fazer com que o ponto final coincida exatamente com o ponto de equivalência.

• Através de um pHmetro:

O método mais avançado e preciso para determinação do pH é fundamentado na medição da força eletromotriz (f.e.m.) de uma célula eletroquímica que contém uma solução de pH desconhecido como eletrólito, e dois eletrodos. Os eletrodos são conectados aos terminais de um voltímetro eletrônico, a maioria das vezes denominado, simplesmente, medidor de pH. Quando convenientemente calibrado com uma solução-tampão de pH conhecido, pode-se ler diretamente na escala do aparelho o pH da solução de teste.
A f.e.m. de uma célula eletroquímica pode ser definida como o valor absoluto da diferença de potenciais de eletrodo entre os dois eletrodos. Os dois eletrodos utilizados na construção da célula eletroquímica tem funções diferentes na medição e devem ser escolhidos cuidadosamente. Um dos eletrodos, denominado eletrodo indicador, adquire um potencial que depende do pH da solução. Na prática, o eletrodo de vidro é utilizado como eletrodo indicador. O segundo eletrodo, por sua vez, deve ter um potencial constante independente do pH da solução, com o qual, portanto, o potencial do eletrodo indicador pode ser comparado em várias soluções; daí este segundo eletrodo ser denominado eletrodo de referência. Na medição do pH, o eletrodo de calomelano (saturado) é utilizado como eletrodo indicador.