8 série - pH

O pH refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (pH < 7, a 25 °C), neutra (pH = 7, a 25 °C), ou básica/alcalina (pH > 7, a 25º C). Uma solução neutra só tem o valor de pH = 7 a 25 °C, o que implica variações do valor medido conforme a temperatura.
Definição

pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'potencial hidrogeniônico'. Essa grandeza 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+

pOH

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

[editar] Cálculo de pH de algumas soluções aquosas

O valor de pH de uma solução pode ser estimado se for conhecida a concentração em íons H+. Apresentam-se em seguida vários exemplos:
[editar] Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1

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
[editar] Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1

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
[editar] Solução aquosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1

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



FONTE - wikipedia