pH

Referência : Corrêa, C., (2013) pH, Rev. Ciência Elem., V1(1):030
Autor: Carlos Corrêa
Editor: Jorge Gonçalves
DOI: [http://doi.org/10.24927/rce2013.030]

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Tanto em Química como na vida corrente é muitas vezes necessário exprimir quantitativamente a acidez e a basicidade de soluções de um modo fácil, de preferência por um simples número. Assim, em 1909 o bioquímico dinamarquês Sorensen, para medir a acidez de soluções aquosas diluídas, introduziu uma grandeza denominada pH, que quantifica a maior ou menor quantidade de H⁺(aq) existente por litro de solução, através da relação

$\text{pH}=-\text{log}_{10}\left[ \text{H}^+\text{(aq)}\right] \qquad \left[ \text{H}^+\text{(aq)}\right]=10^{-\text{pH}}$.

A escala de pH foi introduzida para simplificar a escrita de concentrações expressas por números muito pequenos. Assim, em vez de [H⁺(aq)] = 0,000025 mol$\cdot$dm^-3 ou 2,5 x 10^-5 mol$\cdot$dm^-3, é mais prático escrever pH = 4,60.

A 25 ºC, soluções com pH < 7 dizem-se ácidas e soluções com pH > 7 dizem-se alcalinas ou básicas; as soluções neutras, a 25 ºC, têm pH = 7,0.

Solução	pH	Solução	pH
Suco gástrico	~ 1,3 - 2,5	Leite	~ 6,6
Vinagre	~ 2 - 3	Saliva	~ 6,8 - 7,3
Sumo de tomate	~ 4	Bílis	~ 7,6 - 8,5
Urina	~ 4,7 - 7,4	Água do mar	~ 8
Café	~ 5,0	Suco pancreático	~ 9
Chuva normal	~ 5,6	Amónia	~ 11

Tabela 1 - Exemplo de soluções aquosas ácidas e alcalinas (25 ºC).

Em soluções aquosas diluídas (até cerca de 0,1 mol$\cdot$dm^-3), a acidez é tanto maior quanto maior for [H⁺(aq)].

Para soluções mais concentradas, em que a abundância de moléculas de água para solvatar os iões H⁺ é mais escassa, os iões H⁺ encontram-se menos ligados a moléculas de água e a acidez do meio (capacidade para doar protões) é superior e não pode ser medida pelo pH. Por esta razão é vulgar apresentar-se a escala de pH compreendida entre 0 e 14, pois dada a relação

$\left[ \text{H}^+\text{(aq)}\right] \times \left[ \text{HO}^- \text{(aq)}\right]=10^{-14} \left( 25 ^\text{ o}\text{C} \right)$

se [H⁺(aq)] = 1 mol$\cdot$dm^-3 = 10⁰ mol$\cdot$dm^-3, vem pH = 0. Se [HO^–(aq)] = 1 vem [H⁺(aq)] = 10^-14 mol$\cdot$dm^-3 e pH = 14.

O pH é medido utilizando eléctrodos de vidro, que deixam de dar resultados aceitáveis quando [H⁺(aq)] e [HO^–(aq)] se tornam superiores a 0,1 mol$\cdot$dm^-3 (pH fora do intervalo 1 - 13)a.

Na definição rigorosa de pH, em vez de concentração, utiliza-se a actividade, $a_{\text{H}^+}$

A actividade é uma grandeza termodinâmica que se torna igual à concentração em soluções bastante diluídas. A acidez e a alcalinidade de soluções de ácidos e de bases muito concentrados é medida por outras funções de acidez, com as Funções de Acidez de Hammett.

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Criada em 20 de Maio de 2010
Revista em 17 de Dezembro de 2010
Aceite pelo editor em 17 de Dezembro de 2010