Explicando o pH e pOH

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Química inorgânica 
 
 
 
 
EXPLICANDO pH E pOH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Sumário 
 
Introdução .................................................................................................................................... 2 
 
Objetivos ....................................................................................................................................... 2 
 
1. Explicando pH e pOH ............................................................................................................ 2 
 
Exercícios ...................................................................................................................................... 5 
 
Gabarito ........................................................................................................................................ 5 
 
Resumo ......................................................................................................................................... 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Introdução 
Nesta apostila iremos introduzir as definições de pH e pOH. A escala de pH, 
introduzida pelo químico dinamarquês Soren Sorensen em 1909, hoje é utilizada em 
todas as áreas da ciência. 
Esta escala expressa a concentração dos íons hidrogênio em uma solução 
medindo a atividade dos íons H+ por uma expressão logarítma na base 10. 
Analogamente ao logaritmo de pH, há uma expressão para calcular a 
concentração dos íons OH- na solução. 
Objetivos 
• Apresentar a escala de pH; 
• Explicar os conceitos de pH e pOH; 
 
1. Explicando pH e pOH 
A escala de pH, figura seguinte, foi introduzida pelo químico dinamarquês 
Soren Sorensen, em 1909, e hoje é utilizada em todas as áreas da ciência. 
01 
Escala de pH 
A escala expressa a concentração dos íons hidrogênio em uma solução. A 
molaridade do íon H+, ou H3O+, em uma solução pode variar em muitas ordens de 
grandeza, desde maior que 1 mol/L a menor que 10-14 mol/L. Assim a molaridade do 
íon H+ é indicada em forma de pH. 
A fórmula utilizada para medir a atividade dos íons H+ é dada pela expressão 
logarítma na base 10: 
pH = -log[H+] ou pH = -log[H3O+] 
Desta forma, o sinal negativo significa que quanto maior a concentração do 
íon H+, menor será o valor do pH. 
 
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A maioria das soluções apresentam um pH no intervalo de 0 a 14, no entanto 
é possível ser encontrados valores fora deste intervalo. 
Como o pH é um logaritmo comum de concentração, a mudança de uma 
unidade significa que a molaridade do íon H+ foi alterada por um fator de 10. Assim, 
se o pH aumenta de 5 para 6, a concentração do íon H+ diminui de 10-5 mol/L para 10-6 
mol/L, tabela seguinte. 
pH [H+] mol/L [OH-] mol/L Caráter 
0 100 10-14 
ácido 
1 10-1 10-13 
2 10-2 10-12 
3 10-3 10-11 
4 10-4 10-10 
5 10-5 10-9 
6 10-6 10-8 
7 10-7 10-7 neutro 
8 10-8 10-6 
básico 
9 10-9 10-5 
10 10-10 10-4 
11 10-11 10-3 
12 10-12 10-2 
13 10-13 10-1 
14 10-14 100 
Fonte: Lee, 1999. 
Como mostrado no quadro acima, quando a concentração de H+ está acima 
de 10-7 mol/L, isto é, pH menor que 7, a concentração de íons H+ prevalece sobre a de 
OH-, sendo, portanto, uma solução ácida. Da mesma forma quando a concentração 
de íons OH- está acima de 10-7 mol/L, isto é, pH maior que 7, a concentração de OH- é 
maior. 
Já a região neutra, pH = 7, como na água pura, a concentração dos íons H+ e 
OH- é a mesma, 10-7 mol/L. Isto significa que o pH = pOH = 7. 
Assim, analogamente ao logaritmo de pH, há uma expressão para calcular a 
concentração dos íons OH- na solução, que é: 
 
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pOH = -log [OH-] 
Similarmente, para a água pura, podemos introduzir a expressão pKw: 
pKw = -log Kw = -log (10-14) = 14 
 
SAIBA MAIS! 
 
 
 
 
Relembre a reação de autoprotólise da água: 
2H2O ↔ H3O+ + OH- 
 Assim, trabalhando com logaritmos, podemos derivar uma relação entre pH 
e pOH: 
Kw = [H3O+] [OH-] 
Logo: 
log[H3O+] + log[OH-] = log Kw 
Multiplicando toda a equação por -1, temos: 
- log[H3O+] - log[OH-] = - log Kw 
Que é o mesmo que: 
pH + pOH = pKw 
E como pKw = 14: 
pH + pOH = 14 
O pH e o pOH de uma solução estão relacionados por 
pH + pOH = pKw. 
Desta forma, quando a concentração de H+ ou OH- de 
um ácido ou uma base respectivamente for menor que 
1,0 x 10-7 molar deve-se levar em consideração a 
concentração de H+ ou OH- provenientes da água, 
somando 1 x 10-7. 
 
 
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Uma das formas mais comuns de determinar o pH em laboratório é usando 
um medidor de pH chamado de pHmetro. O equipamento consiste em 
um eletrodo ligado a um potenciômetro. O pH é medido através da conversão do 
valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. 
Exercícios 
1. (ENEM, 2018) O manejo adequado do solo possibilita a manutenção da 
sua fertilidade à medida que as trocas de nutrientes entre matéria 
orgânica, água, solo e o ar são mantidas para garantir a produção. 
Algumas espécies iônicas de alumínio são tóxicas, não só para a 
planta, mas para muitos organismos como as bactérias responsáveis 
pelas transformações no ciclo do nitrogênio. O alumínio danifica as 
membranas das células das raízes e restringe a expansão de suas 
paredes, com isso, a planta não cresce adequadamente. Para 
promover benefícios para a produção agrícola, é recomendada a 
remediação do solo utilizando calcário (CaCO3). 
BRADY, N. C.; WEIL, R. R. Elementos da natureza e propriedades dos 
solos. 
Porto Alegre: Bookman, 2013 (adaptado). 
Essa remediação promove no solo o(a) 
a) diminuição do pH, deixando o solo fértil. 
b) solubilização do alumínio, ocorrendo sua lixiviação pela chuva. 
c) interação do íon cálcio com o íon alumínio, produzindo uma liga 
metálica. 
d) reação do carbonato de cálcio com os íons alumínio, formando 
alumínio metálico. 
e) aumento da sua alcalinidade, tornando os íons alumínio menos 
disponíveis. 
2. (Autor, 2019) Calcule o pH de uma solução de HCl 0,1 molar. 
3. (Autor, 2019) Calcule o pH de uma solução de NaOH 0,1 molar. 
Gabarito 
1. E, o uso de CaCO3 neutraliza o H+, aumentando a alcalinidade. 
2. HCl → H+ + Cl- 
0,1 → 0,1 + 0,1 
 
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pH = -log [H+] = pH = -log 0,1 
pH = 1,0 
3. NaOH → Na+ + OH- 
0,1 → 0,1 + 0,1 
pOH = -log [OH-] = pOH = -log 0,1 
pOH = 1,0 
pH + pOH = 14 
pH = 14 -1 
pH = 13 
 
Resumo 
Nesta apostila discutimos as definições de pH e pOH. A escala de pH expressa 
a concentração dos íons hidrogênio em uma solução medindo a atividade dos íons 
H+ pela expressão pH = -log[H3O+]. 
Analogamente ao logaritmo de pH, há uma expressão para calcular a 
concentração dos íons OH- na solução que é a expressão pOH = -log [OH-]. O pH e o 
pOH de uma solução estão relacionados por pH + pOH = pKw que é o mesmo que pH 
+ pOH = 14. 
O pH é uma medida de fundamental importância para a nossa vida, haja visto 
que o pH do sangue de uma pessoa saudável deve sempre ficar na margem de 7,4, 
pois, se for abaixo disso, pode ocorrer o desenvolvimento de doenças. O pH da nossa 
saliva permanece entre 6,5 e 7,4; já o pH da água pura é neutro, pH= 7 (neutro), 
enquanto que a coca-cola é uma bebida ácida com pH= 2,5 (ácido). 
 
 
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Referências bibliográficas 
Atkins, P. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, tradução, Porto Alegre, 
2001. 
Lee, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Tradução da 5ª Edição Inglesa, 1999.