Por Tracy McConnell, atualizado em 30 de agosto de 2022

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A escala de pH – variando de 0 a 14 – quantifica a acidez ou alcalinidade de uma solução. Compreender o pH de uma solução é essencial tanto no ambiente educacional quanto na prática laboratorial, pois nos informa sobre as espécies presentes e prevê como a solução se comportará nas reações químicas.

Como o pH reflete diretamente a concentração de íons hidrônio (H₃O⁺) na água, ele pode ser usado para calcular a concentração de outros íons no sistema. As equações a seguir fornecem a base para esses cálculos.

pH e concentração de hidrônio

A relação entre pH e concentração de íons hidrônio é expressa como:

pH =−log₁₀[H₃O⁺]

Aqui, os colchetes denotam molaridade. Quando [H₃O⁺] é conhecido, o pH pode ser determinado; inversamente, um pH medido permite o cálculo de [H₃O⁺].

Exemplo1:Determinar o pH a partir de [H₃O⁺]

Em uma amostra de 1,0L de ácido clorídrico (HCl) 0,1M, a concentração de hidrônio é 1×10⁻¹M.

pH=−log₁₀(1×10⁻¹)=−(−1)=1,00

Exemplo2:Determine [H₃O⁺] a partir do pH

Se uma solução tiver um pH de 4,3, reorganizar a equação do pH dá:

[H₃O⁺]=10^−pH=10^−4,3≈5,01×10⁻⁵M

Exemplo3:Cálculos básicos usando o produto iônico da água

Para soluções básicas, a concentração de íons hidróxido [OH⁻] é medida mais facilmente. Usando a constante de produto iônico para água (K_w=1×10⁻¹⁴ a 25°C), encontramos:

[H₃O⁺]=K_w / [OH⁻]

Com [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M:

1, [H₃O⁺]=(1×10⁻¹⁴) / (4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M

2. pH=−log₁₀(2,5×10⁻⁴)≈3,60

Números significativos em cálculos de pH

Os valores de pH são normalmente relatados até o décimo ou centésimo mais próximo, refletindo a precisão da medição. Na aplicação do logaritmo, apenas os dígitos após a vírgula são considerados significativos, garantindo consistência com a incerteza experimental.

Constante de dissociação ácida (K_a)

A constante de dissociação de ácido quantifica até que ponto um ácido ioniza na água. Os ácidos fracos têm valores K_a pequenos, o que significa que a maior parte do ácido permanece indissociada, enquanto os ácidos fortes têm valores K_a grandes e ionizam-se quase completamente.

Exemplo:O ácido carbônico (H₂CO₃) é um ácido diprótico fraco com

H₂CO₃(aq)⇌HCO₃⁻(aq)+H⁺(aq) K_a₁=4,3×10⁻⁷

e uma segunda etapa de dissociação:

HCO₃⁻(aq)⇌CO₃²⁻(aq)+H⁺(aq) K_a₂=4,8×10⁻¹¹

Em contraste, o ácido nítrico (HNO₃) é um ácido forte com K_a≈40, ilustrando a sua dissociação quase completa.