pH

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pH é símbolo para a grandeza físico-química potencial hidrogeniônico (português brasileiro) ou potencial de hidrogénio (português europeu), que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa.

O termo pH foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Søren Peter Lauritz Sørensen (1868-1939) com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas (à época trabalhava no Laboratório Carlsberg, da cervejaria homônima). O "p" vem do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o "H" é para o íon de hidrogênio (H+).

Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii.

Matematicamente, o "p" equivale ao simétrico do logaritmo (cologaritmo) de base 10 da atividade dos íons a que se refere. Para íons H+:

\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{a}_{H^+} \right]

Sendo que \mbox{a}_{H^+} representa a actividade em mol dm-3.
Em soluções diluídas (abaixo de 0,1 mol dm-3), os valores da atividade se aproximam dos valores da concentração, permitindo que a equação anterior seja escrito como abaixo:

\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{H}^+ \right]


Medida de pHeditar | editar código-fonte

O pH pode ser determinado usando um medidor de pH (também conhecido como pHmetro) que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo".

O pH pode ser determinado indiretamente pela adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromofenol.

Outro indicador de pH muito usado em laboratórios é o chamado papel de tornassol (papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente básica (quando ele fica azul).

Obs.: Embora o valor do pH compreenda uma faixa de 0 a 14 unidades, estes não são os limites para o pH. São possíveis valores de pH acima e abaixo desta faixa, como, por exemplo, uma solução que fornece pH = -1,00, apresenta matematicamente -log [H+ = -1,00, ou seja, [H+ = 10 mol L-1. Este é um valor de concentração facilmente obtido em uma solução concentrada de um ácido forte, como o HCl.

A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são azuis, enquanto em solos alcalinos são cor-de-rosa.1

pOHeditar | editar código-fonte

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 °C), pode-se determinar a relação entre pOH e pH. Assim, pela definição de Kw (produto iônico da água) tem-se a relação entre as duas atividades:

Kw = [H+ · [OH-

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

pKw = pH + pOH = 14

Cálculo de pH de algumas soluções aquosaseditar | editar código-fonte

O valor de pH de uma solução pode ser estimado se for conhecida a concentração em íons H+. Apresentam-se em seguida vários exemplos:

Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1editar | editar código-fonte

Está é uma solução de um ácido forte, por isso, o HCl presente estará completamente ionizado. Como a concentração é de apenas 0,1 mol L−1, ele está suficientemente diluído para que os valores de sua atividade sejam próximos ao de sua concentração. Sendo assim, pode-se obter o pH pela expressão abaixo:

[H+ = 0,1 mol L−1
Então: pH = -log[0,1] = 1.

Alguns valores comuns de pH
Substância pH
Ácido de bateria < 1,0
Suco gástrico 1,0 - 3,0
Sumo de limão 2,2 - 2,4
Refrigerante tipo cola 2,5
Vinagre 2,4-3,4
Sumo de laranja ou maçã 3,5
Cervejas 4,0 - 5,0
Café 5,0
Chá 5,5
Chuva ácida < 5,6
Saliva pacientes com câncer (cancro) 4,5 - 5,7
Leite 6,3 - 6,6
Água pura 7,0
Saliva humana 6,5 - 7,5
Sangue humano 7,35 - 7,45
Água do mar 8,0
Sabonete de mão 9,0 - 10,0
Amoníaco 11,5
"Água sanitária" 12,5
Hidróxido de sódio (soda cáustica) 13,5


Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1editar | editar código-fonte

Esta é uma solução de uma base forte, sendo assim, o NaOH presente está completamente dissociado. Como sua concentração é de apenas 0,1 mol L−1, ele está suficientemente diluído para que seu valor de atividade seja próximo ao da concentração. Sendo assim:

[OH- = 0,1 mol L−1 Então: pOH = -log[0,1] = 1.

Pela relação entre pH e pOH, tem-se:

pH + pOH = 14
pH = 14-1 = 13

Solução aquosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1editar | editar código-fonte

Esta é uma solução de um ácido fraco, que por sua vez, não está completamente ionizado. Por isso deve-se determinar primeiro a concentração de H+.

Para ácidos fracos deve-se considerar a constante de dissociação do ácido (Ka):

Ka = [H+[HCOO- / [HCOOH]

A constante de dissociação do ácido fórmico tem o valor de Ka = 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:

1.6\times 10^{-4} = \frac{x^2}{0.1-x}

A solução é:

[H+ = x = 3,9 × 10−3.

Através da definição de pH, obtém-se:
pH = -log[3,9 × 10−3 = 2,4

Erros na medida do pHeditar | editar código-fonte

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Há vários tipos de erros que podem ocorrer nas medidas do pH ocasionados por diversos fatores, entre eles, destacam-se:

  • Erros dos padrões de calibração: Uma medida de pH não pode apresentar uma precisão maior que aquela dos padrões de referência disponíveis, apresentando erros da ordem de ±0,01 unidades de pH;
  • Erro do potencial de junção: Há um potencial de junção na membrana que separa o meio interno do externo do eletrodo. Se a composição iônica entre estes diferentes meios (interno e externo do eletrodo) apresenta-se muito distante da composição da solução tampão padrão utilizada na calibração do eletrodo, o potencial de junção é modificado, ocasionando variações nas medidas de pH em torno de 0,01 unidades;
  • Erro do deslocamento do potencial de junção: A grande maioria dos eletrodos combinados possuem um eletrodo de referência de prata-cloreto de prata que contém, em seu interior, uma solução saturada de KCl. Tendo em vista a alta concentração de íons cloreto no interior do eletrodo, esta possibilita, em contato com o eletrodo de prata, a formação de AgCl43- e AgCl32-. Na membrana porosa de vidro do eletrodo, que separa as soluções interna e externa, a concentração de íons cloreto é menor (KCl está diluído), o que favorece a precipitação do AgCl. Se a solução do analito a ser medido conter um agente redutor, pode ocorrer ainda a precipitação de Ag(s) na própria membrana. Estes efeitos modificam o potencial de junção provocando um deslocamento lento do valor de pH no visor do instrumento durante um período grande de tempo. Tais erros podem ser corrigidos pela calibração do eletodo a cada 2 h.
  • Erro do sódio (erro alcalino): Quando a concentração de íons H+ é baixa e a concentração de Na+ é alta, o eletrodo responde ao Na+ como se este fosse o H+ e o pH medido torna-se menor que o pH verdadeiro.
  • Erro ácido: Em ácidos fortes, o valor do pH medido torna-se maior que o pH verdadeiro, devido à saturação de íons H+ na superfície da membrana de vidro do eletrodo. Isto ocorre devido à saturação dos sítios ativos da membrana de vidro do eletrodo.
  • Erro no tempo para atingir o equilíbrio: As medidas de pH geralmente são obtidas após algum tempo de contato do eletrodo com a solução de interesse. Em uma solução bem tamponada, sob agitação adequada, este tempo de espera fica em torno de 30 segundos. Em uma solução mal tamponada (por exemplo, próxima ao ponto de equivalência de uma titulação) necessita de um tempo maior para atingir o equilíbrio.
  • Erro de hidratação do vidro: Um eletrodo hidratado apresenta uma resposta adequada às variações de pH, enquanto que um eletrodo seco, necessita ser hidrato por várias horas antes de ser realizada uma medida.
  • Erro de temperatura: As medições de pH necessariamente devem ser realizadas na mesma temperatura em que ocorreu sua calibração.

Ver tambémeditar | editar código-fonte

Ligações externaseditar | editar código-fonte

Outros projetos Wikimedia também contêm material sobre este tema:
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Referênciaseditar | editar código-fonte

  1. http://hgic.clemson.edu/factsheets/HGIC1067.htm

Bibliografiaeditar | editar código-fonte

  • LIDE, David R. (ed.), TAYLOR and FRANCIS. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 88.ed (Internet version 2008). Boca Raton, FL. Disponível em: HBCPnetbase. Acesso em: 1 mai 2008.
  • HARRIS, D. C. Medida do pH com um eletrodo de vidro. In: ______. Análise Química Quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005. cap. 15-5, p. 312-319.







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