pH e pOH

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pH e pOH 
pH e pOH 
Objetivos: 
 
Conceituar pH e pOH 
Classificar uma solução em ácida, básica 
ou neutra 
Verificar a escala de pH e seus valores 
para determinadas soluções ou líquidos 
orgânicos 
 
 pH afeta a estrutura e atividade 
das macromoléculas biológicas. Ex: 
enzimas (interfere no metabolismo 
geral). 
pH auxilia diagnóstico clínico 
 - alterações no pH do sangue e/ou 
urina podem significar doenças. Ex: 
acidose em diabéticos. 
Importância do pH: 1. Introdução 
H2O: pode ionizar-se em H
+ + OH- 
 
Como saber se é facilmente ionizável? 
-através da constante de ionização (ka) 
 
 quanto > Ka > facilidade de ionização 
 Como calcular a Ka ? 
Ka= [H+] x [OH-] / [H2O] 
Para a água: 
• [H+] = 1 / 10.000.000 = 10-7 
• [OH-] = 1 / 10.000.000 = 10-7 
• [H2O] = 9.999.999/10.000.000 1 
Portanto: 
Ka = 10-7 x 10-7 / 1 = 10-14 
 Ka = [H+] x [OH-] = 10-14 
 
Ka= [H+] x [OH-] / [H2O] 
 
Concentração da água: 1000 ̸18 = 55.5 M 
 
Ka= [H+] x [OH-] / 55,5 M 
 
Condutividade elétrica da água pura = 1,8 x 10-16 M 
 
(55,5 M) x (1,8 x 10-16 M) = [H+] x [OH-] 
 
1,0 x 10-14 M2 = [H+] x [OH-] 
 
 10-7 M = [H+] = [OH-] 
 
 
 
 
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Para qualquer solução aquosa: 
[H+] x [OH-] = 10-14 
 
Solução ácida: [H+] > [OH-] 
Solução básica: [H+] < [OH-] 
Solução neutra: [H+] = [OH-] 
 
Exercícios: 
•classificar as soluções em: ácida, 
básica ou neutra 
1. Solução com [H+] = 10-3 
2. Solução com [H+] = 10-10 
3. Solução com [OH-] = 10-3 
4. Solução com [H+] = 10-7 
5. Solução com [OH-] = 10-6 
Transformar números decimais em 
números inteiros  log 
Revisão de log: 
• log1 = log100 = 0 
• log101 = 1 
• -log101 = -1 
• -log10-1 = 1 
• -log10-x = x 
• log ab = log a + log b 
pKa = potência da constante de 
ionização (mede a força de um 
ácido) 
p = -log 
pKa = -log Ka 
pKa = -log 10
-14 
pKa = 14 
Resumindo: 
•Quanto > Ka > a facilidade de ionização, 
portanto mais forte o ácido. 
•Quanto > pKa < a ionização, portanto 
mais fraco o ácido. 
 
Exemplos: 
•Ác. acético: Ka= 1,76x10-5 e pK= 4,76 
•Água: Ka= 10-14 e pK= 14 
Segundo Sörensen, para especificar a 
acidez de uma solução: 
pH = -log[H+] 
Da mesma forma, para especificar a 
basicidade de uma solução: 
pOH = -log[OH-] 
Exemplo: [H+] = 10-5 mol/L, pH = ? 
pH = - log 10-5 
pH = -(-5) log 10 = 5 x 1 = 5 
 
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Se, 
 [H+] x [OH-] = 10-14 
 
Então: 
pH + pOH = 14 
Escala de pH 
 
[H+] [OH-] pH soluções 
1 10-14 0 
10-1 10-13 1 sol. HCl 1M 
10-2 10-12 2 suco gástrico e de limão 
10-3 10-11 3 vinagre, refrigerantes 
10-4 10-10 4 suco de tomate 
10-5 10-9 5 café, vinho 
10-6 10-8 6 (leite 6,8), (saliva 6,9),(urina 6,0) 
10-7 10-7 7 água, (sangue e lágrima 7,4) 
10-8 10-6 8 suco pancreático, água do mar 
10-9 10-5 9 bicarbonato de sódio 
10-10 10-4 10 leite de magnésia 
10-11 10-3 11 produtos de limpeza (amônia) 
10-12 10-2 12 carbonato de sódio 
10-13 10-1 13 limpa-forno 
10-14 1 14 sol. NaOH 1M 
 
Escala de pH: 
 
é logarítmica e não aritmética 
a variação de apenas uma unidade de pH 
significa 10 vezes mais (ou menos) 
concentrado em H+ 
 
Conclusão: 
 
Solução [H+] pH 
neutra 10-7 7 
ácida  10-7  7 
básica  10-7  7 
Exercícios: 
I. Calcule: 
a) o pH de uma solução com [H+]= 10-2mol/L 
b) o pH de uma solução com pOH=5 
c) a [H+] de uma solução com pH= 4 
d) o pH de uma solução com [OH-] = 10-8 
mol/L 
4 
 com aparelhos eletrônicos: pHmetros 
 -eletrodos sensíveis a variações na [H+] 
 
 com indicadores ácido-base 
 - são ácidos fracos que sofrem transformações 
coloridas quando perdem prótons: HIn (meio 
ácido) e In- (meio básico. Ex: papel indicador 
universal, vermelho de fenol, fenolftaleína, etc. 
Medida do pH: