CONCEITOS DE pH e pOH

No geral, as concentrações de iões H⁺ e OH^- nas soluções aquosas são quantidades muito pequenas e inconvenientes de se trabalhar. Em 1909, Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) propôs uma maneira muito mais prática de medição chamada de pH (potencial hidrogeniónico).

O pH é o logaritmo decimal do inverso da concentração em quantidade de matéria de iões H⁺.

Portanto, o pH é o logaritmo da concentração de iões H⁺ em mol/L, com sinal negativo.

pH = – log[H⁺] ou pH = – log[H₃O⁺]

Da mesma forma, o pOH (potencial hidroxiliónico) é o logaritmo da concentração de iões OH^- em mol/L, com sinal negativo.

pOH = – log[OH^–]

Nas equações acima, os termos [H⁺] ou [H₃O⁺] e [OH^–] dizem respeito somente a parte numérica dessas concentrações uma vez que não se pode aplicar o logaritmo a unidades. Portanto, o pH e pOH são adimensionais, isto é, não têm unidades.

 Se aplicarmos o antilogaritmo as equações anteriores teremos:

pH = – log[H⁺]  ⇒ [H⁺] = 10^–pH  ou  [H₃O⁺] = 10^–pH 

pOH = – log[OH^–] ⇒ [OH^–] = 10^–pOH

Portanto, é possível a partir dos valores de pH e pOH calcularmos respectivamente as concentrações de iões H⁺ e OH^-.

Agora podemos aplicar os conceitos de pH e pOH numa situação mais prática. Anteriormente vimos que:

⦁ Solução neutra: [H⁺] = [OH^-] = 1,0 x 10^-7 mol/L

⦁ Solução ácida: [H⁺] > [OH^-]  ⇒ [H⁺] > 1,0 x 10^-7 mol/L

⦁ Solução básica: [H⁺] < [OH^-]  ⇒ [H⁺] < 1,0 x 10^-7 mol/L

No entanto, a forma mais conveniente de expressar estes valores é através do pH.

⦁ Solução neutra: –log[H⁺] = –log[OH^-] = –log (1,0 x 10^-7) ⇒ pH = pOH = 7

⦁ Solução ácida: log[H⁺] > log[OH^-]  ⇒ –log[H⁺] < –log(1,0 x 10^-7) ⇒ pH < 7

⦁ Solução básica: log[H⁺] < log[OH^-]  ⇒ –log[H⁺] > –log(1,0 x 10^-7) ⇒ pH > 7

Devido ao sinal menos (–) que aparece em frente do logaritmo, a escala de pH segue um sentido contrário ao da concentração de iões H⁺.

Isso significa que quanto mais ácida for a solução, maior é a concentração de iões H⁺, porém, menor será o valor de pH.

ESCALA DE pH

A escala de pH expressa o grau de acidez ou basicidade de uma solução de forma numérica com valores que variam de 0 a 14, a 25^oC. 

Os valores de pH menores que 7 indicam que a solução é ácida. O valor 7, isto é, pH = 7 indica que a solução é neutra, ou seja, que a solução não tem propriedades ácidas e nem básicas. Já os valores de pH maiores que 7 indicam que a solução é básica ou alcalina.

Nos extremos desta escala temos os valores 0 e 14. O pH = 0 indica que o grau de acidez é máximo enquanto o pH = 14 indica que o grau máximo de basicidade.

Visto que a escala de pH é logarítmica, uma variação de uma unidade de pH corresponde a uma variação de dez vezes na concentração de iões H⁺.

ESCALA DE pOH

A escala de pOH expressa o grau de acidez ou basicidade de uma solução de forma numérica com valores que variam de 0 a 14, a 25^oC.

Os valores de pOH menores que 7 indicam que a solução é básica ou alcalina. O valor 7, isto é, pOH = 7 indica que a solução é neutra, ou seja, que a solução não tem propriedades ácidas e nem básicas. Já os valores de pOH maiores que 7 indicam que a solução é ácida.

RELAÇÃO ENTRE pH e pOH

Consideremos o produto iónico da água a 25°C: [H⁺] ∙ [OH^-] = 1,0 ∙ 10^-14

Vamos aplicar o logaritmo em ambos lados da equação e depois multiplicaremos por – 1:

log([H⁺] ∙ [OH^–]) = log(1,0 ∙ 10^-14)

log [H⁺] + log [OH^–] = log 1 + log 10^–14

log [H⁺] + log [OH^–] = – 14

log [H⁺] + log [OH^-] = – 14 ∙ (– 1)

– log [H⁺] – log [OH^-] = 14

pH + pOH = 14

A última expressão é válida a 25°C e relaciona o pH e o pOH, de modo que tendo um determinado valor de pH pode-se determinar o valor de pOH e vice-versa.

 

Por: MiguelPascoal

 Licenciado em Ensino de Química 

*Créditos a imagem: pH-metro: TP Laboratório Químico

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