Escala de pH

Teoria Completa

pH, o potencial hidrogeniônico

Como a gente pode comparar duas soluções pra dizer qual é a mais ácida? Seria aquela com maior concentração de ácido? Aquela com o ácido mais forte? Depende?

É, depende! A solução mais ácida vai ser aquela com maior concentração de H + (ou H 3 O + ) no equilíbrio.

Mas, quando falamos de concentração de H + no equilíbrio, MUITAS vezes teremos coisas do tipo 0,0000001 molar, 0,00055 molar e outros numerozinhos pequenos como esses.

Pra resolver esse problema, a galera costuma usar a escala de pH.

Assim como na relação que a gente vem usando entre K a e p K a , esse “p” aí significa “ - l o g ”.

p H = - log ⁡ H + = - log ⁡ [ H 3 O + ]

Tal que:

p H = 2 ,5, significa que H + = 10 - 2,5 = 3,16 . 10 - 3   m o l / L

p H = 0,0 , significa que H + = 10 0 = 1,0   m o l / L , e assim por diante.

O mesmo pode ser feito em relação à concentração de O H - , no meio. Nesse caso, teremos p O H .

p O H = - log ⁡ [ O H - ]

E em meio aquoso, as escalas de pH e pOH utilizadas vão de 0 a 14 .

Por quê?

Por causa da autoionização da água!

Autoionização da Água

Você tá ligado que a água é uma substância anfótera em relação ao comportamento ácido- base de Bronsted?

Ela pode se comportar como base, na presença de um ácido. Ou como ácido, na presença de uma base. Olha só:

H C l + H 2 O → H 3 O ( a q ) + + C l ( a q ) -         ( á g u a   r e c e b e n d o   p r ó t o n )

P O 4 3 - + H 2 O ⇌ H P O 4 ( a q ) 2 - + O H ( a q ) -   ( á g u a   d o a n d o   p r ó t o n )

Mas a água é muito ninja e faz ainda mais que isso.

Em água pura, onde cada molécula de água só enxerga outras moléculas de água ao redor dela, algumas moléculas se comportam como ácido e outras como base. O que significa que ao invés de só ter H 2 O no meio, na real vai ter um pouquinho de H 3 O + e um pouquinho de O H - também.

Num equilíbrio muito louco que pode ser visto assim:

H 2 O + H 2 O ⇌ H 3 O + + O H -

Isso é chamado de autoionização (ou, mais raramente, autoprotólise), porque a água ioniza ela mesma.

E como você já está cansado(a) de saber, todo equilíbrio tem uma constante de equilíbrio ( K c ), que no caso de ionização, pode ser chamado de K i .

K i = H 3 O + [ O H - ] [ H 2 O ] 2

Que a gente pode manipular pra ficar com essa cara daqui:

K i . H 2 O ⏟ ² = H 3 O + [ O H - ]

Como a auto-ionização da água é bem pequena (poucas moléculas farão isso, em relação ao número total de moléculas presentes), consideramos que a concentração de água no meio também é uma constante.

Então, no lado esquerdo da equação aí de cima, temos uma constante multiplicando outra constante. E isso resulta em outra constante, que chamaremos de K w .

K w = H 3 O + [ O H - ]

Se você é do time que não gosta de H 3 O + e prefere pensar em H + , não tem problema:

H 2 O   ⇌ H + + O H -

K i = H + O H - H 2 O

K i . H 2 O ⏟ = H + [ O H - ]

K w = H + O H -

A 25°C, o valor de K w = 10 - 14 .

E é esse “14” aí no valor de K w que define os “limites” da escala de pH.

Escala de pH

Se, em água pura a 25°C, K w = 10 - 14 , podemos calcular a concentração de H + presente.

K w = H + O H -

10 - 14 = H + O H -

Como a cada H + formado, forma-se também um O H - , temos que H + = [ O H - ] , e:

10 - 14 = H + H + = [ H + ] 2

H + = 10 - 14 = 10 - 7

E, calculando o pH:

p H = - log ⁡ 10 - 7 = 7,0

O que isso significa? Significa que o pH da água pura é igual a 7!

Agora, fica ligado:

H + O H - = 10 - 14

Aplicando l o g em todos os termos:

log ⁡ ( H + O H - ) = log ⁡ 10 - 14

log ⁡ H + + log ⁡ O H - = log ⁡ 10 - 14

log ⁡ H + + log ⁡ O H - = - 14

- log ⁡ H + - log ⁡ O H - = 14

p H + p O H = 14

E assim, a gente pode dizer que em água pura, p H = p O H = 7,0 .

Caso p H = 0 , teremos p O H = 14 .

Caso p H = 14 , teremos p O H = 0 .

Em meio ácido:

H + > O H -                       p H < 7   e   p O H > 7

H + < O H -                       p H > 7   e   p O H < 7

O que nos leva à escala de pH:

Tecnicamente, a gente pode ter uma solução com pH menor que zero, ou maior que 14. Basta a concentração de H + ser maior que 1,0 mol/L ou menor do que 10 - 14 mol/L.

Expandir

Exercício Resolvido #1

Elaboração própria.

Calcule o pH das soluções abaixo, considerando ionização/dissociação total dos eletrólitos. Classifique a solução como ácida ou básica de acordo com a escala de pH.

a) H N O 3   0,1   m o l / L

b) K O H   0 , 0 1   m o l / L

c) H 2 S O 4   0,5   m o l / L

d) B a ( O H ) 2   0,005   m o l / L

MOSTRAR SOLUÇÃO COMPLETA

Passo 1

Como estamos considerando ionização/dissociação total dos eletrólitos, todo o ácido adicionado no meio vira H + mais um ânion. E toda a base adicionada no meio vira uma cátion mais o O H - .

Por isso, para esses caras podemos considerar que a concentração de H + e O H - no equilíbrio é igual a concentração do ácido ou da base ao preparar a solução.

Passo 2

a) Para o H N O 3 :

H + = C H N O 3 = 0,1   m o l / L

p H = - log ⁡ 0,1

p H = 1,0

p H < 7 : solução ácida

Passo 3

b) Para o K O H :

O H - = C K O H = 0 , 0 1   m o l / L

p O H = - log ⁡ 0 , 0 1

p O H = 2 , 0

p H + p O H = 14,0

p H = 14,0 - 2,0 = 12,0

p H > 7 : solução básica

Passo 4

c) Para o H 2 S O 4 :

H + = 2 . C H 2 S O 4 = 2   .   0,5 = 1,0   m o l / L

Afinal, cada mol de H 2 S O 4 libera dois mols de H + no meio.

p H = - log ⁡ 1,0

p H = 0 , 0

p H < 7 : solução ácida

Passo 5

d) Para o B a ( O H ) 2 :

O H - = 2 . C B a ( O H ) 2 = 2   .   0 , 00 5 = 0,01   m o l / L

Afinal, cada mol de B a ( O H ) 2 libera dois mols de O H - no meio.

p O H = - log ⁡ 0,01

p O H = 2 , 0

p H + p O H = 14,0

p H = 14,0 - 2 , 0 = 12 , 0

p H > 7