Qual a diferença entre o pH e o pKa ? Qual a escala de cada um?

Passo 1

O enunciado pergunta qual é a diferença conceitual entre o pH e o pKa e quais são as faixas de valores típicas (escalas) de cada um. Vamos usar definições de logaritmo e equilíbrio ácido-base para responder.

Passo 2

Definimos o pH como o logaritmo negativo da atividade (aproximadamente concentração) de íons hidrogênio na solução. Em notação:
\text{pH} = -\log\bigl[\mathrm{H}^+\bigr]\,.
Isso significa que quanto maior \bigl[\mathrm{H}^+\bigr], menor o pH, e vice-versa.

Passo 3

A escala de pH em água pura a 25\circC vai, em condições normais, de 0 até 14:
  • pH < 7 indica meio ácido.
  • pH =7 meio neutro.
  • pH > 7 meio básico.

Passo 4

Já o pKa é definido como o logaritmo negativo da constante de dissociação ácida K_a de um ácido específico:
\text{p}K_a = -\log\bigl(K_a\bigr)\,,
onde
K_a = \frac{[\mathrm{H}^+]\,[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]}\,.
O pKa caracteriza a força intrínseca do ácido: quanto menor o pKa, mais forte o ácido (maior K_a).

Passo 5

A escala de pKa depende da substância, mas geralmente abrange valores de cerca de –2 (ácidos muito fortes, K_a\sim10^2) até 12–14 (ácidos muito fracos, K_a\sim10^{-12} a 10^{-14}).

Passo 6

Em resumo, enquanto o pH é uma medida da acidez de uma dada solução, o pKa é uma constante que descreve a tendência de um ácido perder prótons. O pH varia conforme a concentração de \mathrm{H}^+ no sistema, e o pKa é fixo para cada ácido.

Resposta

O pH mede a acidez de uma solução segundo
\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H}^+],
com escala típica de 0 a 14 em água.
O pKa mede a força de um ácido segundo
\mathrm{p}K_a = -\log(K_a),
onde K_a é sua constante de dissociação, e varia tipicamente de –2 (ácidos muito fortes) até cerca de 12–14 (ácidos muito fracos).

Exercícios relacionados