Conceito de pH e pOH
O conceito de pH é introduzido para permitir uma escala simples que dê conta da acidez de uma dada solução.
Quando se dissolve uma espécie ácida numa solução aquosa, esta dissociar-se-á parcialmente, de acordo com a sua constante de dissociação nas condições em que se encontrar, sendo os protões libertados solvatados pelas moléculas de água. A espécie H3O+ corresponde à descrição mais simples para estes protões solvatados. Esta espécie tem uma acidez muito elevada e, na maior parte das circunstâncias será a espécie mais ácida presente numa solução aquosa.
Sendo os iões H3O+ os responsáveis pelas propriedades ácidas das soluções aquosas, é a concentração de H3O+ (ou mais rigorosamente a sua actividade) que será utilizada como ponto de referência para exprimir a acidez de uma solução.
Quanto mais fortes forem os ácidos presentes numa solução maior serão as suas constantes de dissociação e maior será a concentração dos iões H3O+.
Deste modo, no sentido de exprimir mais facilmente a concentração deste ião numa solução, o Químico dinamarquês Sørensen introduziu o conceito de escala de pH.
Assim a escala de pH é uma escala de valores em que, a cada um deles, se pode fazer corresponder uma concentração em iões H3O+, presente em solução.
A referida correspondência pode ser traduzida pelas seguintes relações:
[H3O+] = 10-pH ↔ pH=- log [H3O+]
em que a concentração de iões H3O+ deve estar em M (molaridade), ou seja, em moles/dm3.
Com vista a clarificar a relação anterior apresenta-se de seguida uma tabela onde podemos observar várias soluções aquosas de ácidos com a respectiva concentração H3O+ (assumindo-se que o ácido está completamente dissociado) e o respectivo valor de pH.
Concentração da Solução aquosa de HCl (mol/dm-3) [H3O+] pH
1 100 0
0,01 10-2 2
0,0001 10-4 4
Conclusão:
Quanto mais ácida for uma solução menor é o seu valor de pH e quanto menos ácida for maior o valor de pH.
De notar que o valor do pH de uma solução depende não só das constantes dos ácidos e bases que nela se encontram dissolvidos mas também da própria constante de auto-dissociação da água. Para soluções de ácidos (ou bases) fortes, e em concentrações suficientemente elevadas a contribuição da auto-dissociação da água para a concentração de iões H3O+ é muito pequena e, portanto, desprezável.
À semelhança da definição de escala de pH existe uma escala pOH relacionada da mesma maneira com a concentração de OH-.
[OH-] = 10-pOH ↔ pOH=- log [OH-]
A concentração de OH- está intrinsecamente ligada à concentração de H3O+ em solução aquosa, pelo equilíbrio de auto-dissociação da água. Assim, para 25 ºC, por exemplo:
Kw = [H3O+] [OH-] =10-14
pelo que
pOH = 14- pH
Desta relação pode ainda verificar-se que o pH de uma solução neutra (em que a concentração de espécies H3O+ é igual às de HO-) é 7, para a temperatura de 25 ºC, dado que o valor de pH será igual ao de pOH.
O conceito de pH é introduzido para permitir uma escala simples que dê conta da acidez de uma dada solução.
Quando se dissolve uma espécie ácida numa solução aquosa, esta dissociar-se-á parcialmente, de acordo com a sua constante de dissociação nas condições em que se encontrar, sendo os protões libertados solvatados pelas moléculas de água. A espécie H3O+ corresponde à descrição mais simples para estes protões solvatados. Esta espécie tem uma acidez muito elevada e, na maior parte das circunstâncias será a espécie mais ácida presente numa solução aquosa.
Sendo os iões H3O+ os responsáveis pelas propriedades ácidas das soluções aquosas, é a concentração de H3O+ (ou mais rigorosamente a sua actividade) que será utilizada como ponto de referência para exprimir a acidez de uma solução.
Quanto mais fortes forem os ácidos presentes numa solução maior serão as suas constantes de dissociação e maior será a concentração dos iões H3O+.
Deste modo, no sentido de exprimir mais facilmente a concentração deste ião numa solução, o Químico dinamarquês Sørensen introduziu o conceito de escala de pH.
Assim a escala de pH é uma escala de valores em que, a cada um deles, se pode fazer corresponder uma concentração em iões H3O+, presente em solução.
A referida correspondência pode ser traduzida pelas seguintes relações:
[H3O+] = 10-pH ↔ pH=- log [H3O+]
em que a concentração de iões H3O+ deve estar em M (molaridade), ou seja, em moles/dm3.
Com vista a clarificar a relação anterior apresenta-se de seguida uma tabela onde podemos observar várias soluções aquosas de ácidos com a respectiva concentração H3O+ (assumindo-se que o ácido está completamente dissociado) e o respectivo valor de pH.
Concentração da Solução aquosa de HCl (mol/dm-3) [H3O+] pH
1 100 0
0,01 10-2 2
0,0001 10-4 4
Conclusão:
Quanto mais ácida for uma solução menor é o seu valor de pH e quanto menos ácida for maior o valor de pH.
De notar que o valor do pH de uma solução depende não só das constantes dos ácidos e bases que nela se encontram dissolvidos mas também da própria constante de auto-dissociação da água. Para soluções de ácidos (ou bases) fortes, e em concentrações suficientemente elevadas a contribuição da auto-dissociação da água para a concentração de iões H3O+ é muito pequena e, portanto, desprezável.
À semelhança da definição de escala de pH existe uma escala pOH relacionada da mesma maneira com a concentração de OH-.
[OH-] = 10-pOH ↔ pOH=- log [OH-]
A concentração de OH- está intrinsecamente ligada à concentração de H3O+ em solução aquosa, pelo equilíbrio de auto-dissociação da água. Assim, para 25 ºC, por exemplo:
Kw = [H3O+] [OH-] =10-14
pelo que
pOH = 14- pH
Desta relação pode ainda verificar-se que o pH de uma solução neutra (em que a concentração de espécies H3O+ é igual às de HO-) é 7, para a temperatura de 25 ºC, dado que o valor de pH será igual ao de pOH.
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