O bioquímico dinamarquês Sörensen criou o conceito de pH, a fim de se trabalhar com as potências de 10 negativas, na maioria das vezes, utilizadas para expressar as concentrações de [H+] e [OH-] dos meios aquosos. Para chegar a valores positivos, ele definiu que:
pH = -log[H+] e pOH = -log[OH]
A partir do produto iônico, a 25º C, podemos chegar a uma relação geral entre pH e pOH, em soluções aquosas neutras, ácidas ou básicas.
Aplicando-se log de ambos os lados da equação [H+] + [OH–]=10-14, tem-se que:
%20e%20Potencial%20hidroxilônico%20(pOH)/Potencial%20hidrogenionico%20-%201.png)
Assim: pH + pOH = 14
Logo, pode-se concluir que:
Exemplo 1: Determine o pH de uma solução 0,02 mol · L–1 de hidróxido de sódio (NaOH). Dado: log 2 = 0,3
Resolução: O hidróxido de sódio é uma base forte. Isso quer dizer que, em soluções aquosas, esses solutos se encontram 100% ionizados, logo a =1.
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Exemplo 2: Determine o volume de uma solução ácida, de pH = 3, que devemos misturar a 20 mL de uma solução de pH=10 para que ocorra a total neutralização.
Resolução: Uma solução se torna neutra quando atinge um valor de pH igual a 7. A solução de pH igual a 3 é ácida e a de pH igual a 10 é básica. A mistura das duas resulta numa reação de neutralização. A condição para se conseguir uma solução de pH igual a 7 seria a igualdade entre o número de mols de H+ da primeira com o número de OH– da segunda.
Primeira solução:
pH = 3 → [H+] = 10-3 mol · L-1 → n[H+] = (10-3 mol·L-1) ·V(L)
Segunda solução:
pH = 10 → pOH = 4→
→ [OH-] = 10-4 mol · L-1→
→n(OH–) =(10-4 mol·L-1) (20 · 10-3 L) = 2 · 10-6 mol
Fazendo:
n(H+) = n(OH–) → (10-3 mol · L-1) · V(L) = 2 · 10-6 → V = 2 · 10-3 L = 2 mL
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Com auxílio de chamados indicadores ácido-base, que são substâncias que mudam de cor em certa faixa de pH, chamado então viragem do indicador. Por exemplo:
Alguns indicadores ácido-base
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ONA DE VIRAGEM
Representa uma faixa de pH, a partir da qual o indicador muda de coloração. A maioria dos indicadores são substâncias levemente ácidas, que geram, em seus próprios equilíbrios, espécies de colorações diferentes.
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Ao ser colocado em meio ácido o equilíbrio do indicador será deslocado para esquerda, uma vez que a concentração de H+ aumenta, intensificando a coloração amarela. Colocado em meio básico o processo se dará de maneira contrária (azul).
Conhecendo o indicador ácido-base: Fenolftaleína
A fenolftaleína é um dos indicadores ácido-base mais usados em química. Trata-se de uma substância que tem a capacidade de mudar de cor de acordo com o pH do meio. Ou seja, numa solução ácida eles adquirem uma cor e quando estão num meio básico apresentam outra.
Os indicadores ácido-base normalmente são compostos por um ácido fraco ou uma base fraca, que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respetivamente. O ácido fraco possui uma cor, enquanto sua base conjugada possui outra.
É por essa razão que, quando o indicador ácido-base entra em contato com uma solução ácida ou básica, ocorre um deslocamento do equilíbrio, conforme explica o Princípio de Le Chatelier. A fenolftaleína também já foi utilizada como laxante, mas dado ser uma substância cancerígena foi proibida a venda para esses fins.
