A sigla pH significa Potencial Hidrogeniônico

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A sigla pH significa Potencial Hidrogeniônico, e consiste num índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer.
O pH é uma característica de todas as substâncias determinado pela concentração de íons de Hidrogênio (H+). Quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons OH-.
Os valores de pH variam de 0 a 14, valores abaixo de 0 e acima de 14 são possíveis, porém muito raros e não podem ser medidos com as sondas normais.
As substâncias que possuem valores de pH 0 a 7, são consideradas ácidas, valores em torno de 7 são neutras e valores acima de 7 são denominadas básicas ou alcalinas. O pH de uma substância pode variar de acordo com sua composição, concentração de sais, metais, ácidos, bases e substâncias orgânicas e da temperatura.
A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta substância será, veja o pH de algumas substâncias.
O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução, as substâncias que revelam a presença de íons livres em uma solução são conhecidas como indicadores, esses mudam de cor em função da concentração de H+ e de OH- de uma solução, ou seja, do pH.
exemplos de indicadores são o papel tornassol e a fenolftaleína. Na presença de ácidos, o papel de tornassol fica com a coloração vermelha e a solução de fenolftaleína muda da coloração vermelha para a incolor na presença de um ácido. Uma maneira mais moderna de se medir o pH de uma solução é usando o aparelho phmetro, constituído basicamente por um eletrodo e um potenciômetro. O potenciômetro é utilizado na calibração do aparelho com soluções de referência, a medida do pH é feita com a imersão do eletrodo na solução a ser analisada
A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.
Abaixo temos alguns exemplos de soluções do cotidiano com o pH próximo ao indicado pela escala, a 25ºC. No entanto, geralmente os valores de pH e pOH (potencial hidroxiliônico – indica a concentração de íons OH-, sendo que quanto maior, mais básico é o meio) são decimais.
Escala de pH com exemplos de soluções com pH próximo ao indicado
Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH.
A solução-tampão é uma mistura homogênea formada pela junção de duas outras soluções aquosas (misturas homogêneas nas quais o solvente é a água): uma de um ácido (HX) ou base (YOH) fraca e outra de um sal (ZX ou YD).
As bases fracas são aquelas que não apresentam elementos das famílias IA e IIA, exceto o elemento magnésio (pertencente à família IIA). Já os ácidos fracos são todos aqueles cuja subtração do número de oxigênios pelo número de hidrogênios resulta em 1 ou quando não são HCl, HBr, HI ou HF.
Assim, de acordo com a definição acima, temos a possibilidade de formar dois tipos diferentes de solução-tampão:
→ Solução-tampão ácida:
É o tampão formado por um ácido fraco (HX) e um sal solúvel (ZX). É importante observar que o sal deve apresentar o mesmo ânion do ácido utilizado. Como apresenta ácido, essa solução sempre apresenta um pH menor que 7.
→ Solução-tampão básica:
É o tampão formado por soluções com uma base fraca (YOH) e um sal solúvel (YD). É importante observar que o sal deve apresentar o mesmo ânion da base utilizada. Como apresenta base, essa solução sempre apresenta um pH maior que 7.
Característica fundamental de uma solução-tampão
Além de saber reconhecer quando temos uma solução-tampão, devemos conhecer a sua característica fundamental, que é a chamada capacidade tamponante.
Define-se capacidade tamponante como a capacidade da solução-tampão de não sofrer mudanças significativas no seu pH ao receber soluções formadas por bases ou ácidos fortes.
É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de base adicionadas a uma solução-tampão antes que um dos componentes seja totalmente consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução-tampão e é definido como a quantidade de matéria de um ácido ou base forte necessária para que um litro da solução-tampão sofra uma variação de uma unidade no pH.
O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um exemplo:
Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada
(cor A) (cor B)
Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.
Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no valor do pH.
Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais, veja cada um:
Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico:
Comportamento do indicador fenolftaleína
Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelha na presença de ácidos.
Indicador papel de tornassol vermelho em meio ácido (limão) e azul em sabonete (meio básico)
Indicador universal: Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções com uma mistura de indicadores, que depois são secas. Desse modo, eles apresentam cores diferentes para cada valor de pH, sendo mais precisos do que os anteriores.
Assim, no laboratório, quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta introduzir essas tiras na solução estudada e comparar a cor obtida com a escala que aparece na embalagem do indicador.
Tira de indicador universal sendo colocada em solução
Os indicadores são muito usados em titulações, técnica de laboratório para descobrir a concentração de uma solução por meio do gotejamento de outra solução de concentração conhecida. O texto Titulometria traz mais detalhes, mas basicamente o indicador mostra o momento de parar a reação, que é no ponto de viragem, quando há a mudança brusca de cor. 
No entanto, para se escolher o indicador certo, é preciso considerar as forças relativas dos ácidos e das bases que participam da reação e também da faixa de viragem do indicador. Por exemplo, a faixa de viragem da fenolftaleína é entre 8,2 e 10,0, então ela é indicada para reações em que o ponto de viragem ocorre em pH básico, mas não em que o ponto de viragem ocorre em pH ácido.
Existem muitos outros indicadores, tais como os mostrados na tabela abaixo com os seus respectivos valores de pH nos pontos de viragem.
Existem várias teorias que tentam explicar o comportamento dos ácidos e das bases, baseando-se em algum princípio geral. Entre elas, iremos considerar três que surgiram no século XX e, cronologicamente, na seguinte ordem: teoria de Arrhenius (1887), de Brønsted-Lowry ou teoria protônica (1923) e de Lewis ou teoria eletrônica (1923).
1. Teoria ácido-base de Arrhenius (1887):
Svante August Arrhenius
Svante August Arrhenius
O químico sueco Svante August Arrhenius realizou experimentos que testavam a condutividade elétrica em solução e verificou que determinadas substâncias sofriam ionização (reagiam com a água e formavam íons) ou dissociação iônica (íons já existentes eram separados pela ação da água) e conduziam corrente elétrica.
Ao analisar os tipos de íonsque tais substâncias formavam em água, ele notou que algumas produziam o mesmo tipo de cátion, outras produziam o mesmo tipo de ânion e, por essa razão, possuíam propriedades muito parecidas, podendo ser agrupadas. Desse modo, surgiu o seu conceito de ácido e base:
Ácido é toda substância que em água produz como cátion somente H+, e base é aquela que produz como ânion somente OH–.
Exemplos de ácidos de Arrhenius:
Ácido + Água → Cátion + Ânion
HCℓ(g) + H2O(ℓ) → H3O+(aq) + Cℓ-(aq)
H2SO3(g) + 2 H2O(ℓ) → 2 H3O+(aq) + SO32-(aq)
H3PO4(s) + 3 H2O(ℓ) → 3 H3O+(aq) + PO43-(aq)
Exemplos de bases de Arrhenius:
Base + Água → Cátion + Ânion
NaOH → Na + + OH- 
Ca(OH)2 →Ca2+ + 2 OH-
Al(OH)3 →Al3+ + 3 OH-
A neutralização seria a reação entre essas duas espécies iônicas, produzindo água:
H+(aq) + OH–(aq) → H2O(ℓ)
No entanto, apesar de explicar inúmeros fenômenos e contribuir para várias linhas de pesquisa da química, essa teoria apresentava algumas limitações. Por exemplo, ela estava restrita a soluções aquosas, não considerava compostos sólidos nem outros solventes diferentes da água.
2. Teoria de Brønsted-Lowry ou teoria protônica (1923):
Imagens dos cientistas Brønsted e Lowry
Foi proposta de forma independente por G. Lewis (EUA), por T. Lowry (Inglaterra) e por J. Brønsted (Dinamarca). Mas foi Brønsted um dos que mais contribuiu para o seu desenvolvimento.
Essa teoria é chamada de teoria protônica porque se baseia na transferência de prótons, iguais ao íon H+, o núcleo do hidrogênio, mas que ao ser chamado de próton, ajuda a diferenciar da teoria de Arrhenius. Além disso, nessa teoria não há necessidade da presença de água.
Segundo esses cientistas:
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar um próton, enquanto a base é capaz de receber um próton.
Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Brønsted e Lowry:
NH3 + HCℓ → NH4+ + Cℓ-
base ácido ácido base
forte forte fraco fraca
Observe que a amônia (NH3) é base porque ela recebe um próton (H+) do ácido clorídrico (HCℓ).
Nessa teoria, a reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma base, como a reação explica acima.
Apesar de ser uma teoria que também permitiu o estudo e desenvolvimento de várias áreas e de ser uma definição bastante utilizada e atual, ela também tinha uma limitação: não permitia prever o caráter ácido ou o caráter básico de espécies químicas sem a presença de hidrogênio.
3. Teoria ácido-base de Lewis ou teoria eletrônica (1923):
 G. Lewis (EUA) propôs essa teoria juntamente à teoria protônica. Ela foi proposta a fim de eliminar todas as limitações mencionadas, podendo se aplicar a qualquer espécie química, sem exceção.
Ela é também denominada de teoria eletrônica porque envolve a transferência de pares de elétrons.
Segundo Lewis:
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula que aceita receber um par de elétrons, enquanto a base é capaz de oferecer um par de elétrons.
O par eletrônico é representado por “:”. De maneira geral, a reação de neutralização pode ser dada por:
A + :B = A:B
O composto A:B recebe nomes diversos, tais como: aduto, sal, complexo, complexo ácido-base, complexo doador-aceitador etc.
Veja um exemplo desse tipo de reação:
 H F H F 
 │ │ │ │
 H ─ N: + B ─ F → H ─ N : B ─ F
 │ │ │ │
 H F H F 
 base ácido
 de Lewis de Lewis 
 
Observe que a amônia é base porque ela fornece o par de elétrons, e o trifluoreto de boro é o ácido de Lewis porque ele recebe o par de elétrons. O composto formado por meio do compartilhamento de elétrons é neutro, por isso, essa é uma reação de neutralização.
Trabalho 
Eduardo