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14.3: pH e pOH

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    Objetivos de

    Ao final desta seção, você poderá:

    • Explicar a caracterização de soluções aquosas como ácidas, básicas ou neutras
    • Expresse as concentrações de íons hidrônio e hidróxido nas escalas de pH e pOH
    • Execute cálculos relacionados ao pH e pOH

    Conforme discutido anteriormente, os íons hidrônio e hidróxido estão presentes tanto na água pura quanto em todas as soluções aquosas, e suas concentrações são inversamente proporcionais, conforme determinado pelo produto iônico da água (K w). As concentrações desses íons em uma solução são frequentemente determinantes críticos das propriedades da solução e do comportamento químico de seus outros solutos, e um vocabulário específico foi desenvolvido para descrever essas concentrações em termos relativos. Uma solução é neutra se contiver concentrações iguais de íons hidrônio e hidróxido; ácida se contiver uma concentração maior de íons hidrônio do que íons hidróxido; e básica se contiver uma concentração menor de íons hidrônio do que íons hidróxido.

    Um meio comum de expressar quantidades que podem abranger várias ordens de magnitude é usar uma escala logarítmica. Uma dessas escalas que é muito popular para concentrações químicas e constantes de equilíbrio é baseada na função p, definida conforme mostrado, onde “X” é a quantidade de interesse e “log” é o logaritmo de base 10:

    pX=−log XpX=−log X

    O pH de uma solução é, portanto, definido conforme mostrado aqui, onde [H 3 O +] é a concentração molar do íon hidrônio na solução:

    pH=−registro[H3O+]pH=−registro[H3O+]

    Reorganizar essa equação para isolar a molaridade do íon hidrônio produz a expressão equivalente:

    [H3O+]=10−pH[H3O+]=10−pH

    Da mesma forma, a molaridade do íon hidróxido pode ser expressa como uma função p, ou pOH:

    Oh=−registro[OH−]Oh=−registro[OH−]

    ou

    [OH−]=10−pH[OH−]=10−pH

    Finalmente, a relação entre a concentração desses dois íons expressa como funções p é facilmente derivada da expressão K w:

    Kw=[H3O+][OH−]Kw=[H3O+][OH−]
    −registroKw=−registro([H3O+][OH−])=−registro[H3O+]+−registro[OH−]−registroKw=−registro([H3O+][OH−])=−registro[H3O+]+−registro[OH−]
    pKw=pH+OhpKw=pH+Oh

    A 25 °C, o valor de K w é 1,0××10 −14, e assim:

    14,00=pH+Oh14,00=pH+Oh

    Como foi mostrado no Exemplo 14.1, a molaridade do íon hidrônio em água pura (ou qualquer solução neutra) é 1,0××10 −7 M a 25 °C. O pH e o pOH de uma solução neutra a esta temperatura são, portanto:

    pH=−registro[H3O+]=−registro(1,0×10−7)=7,00pH=−registro[H3O+]=−registro(1,0×10−7)=7,00
    Oh=−registro[OH−]=−registro(1,0×10−7)=7,00Oh=−registro[OH−]=−registro(1,0×10−7)=7,00

    E assim, nessa temperatura, as soluções ácidas são aquelas com molaridades de íon hidrônio maiores que 1,0××10 −7 M e molaridades do íon hidróxido menores que 1,0××10 −7 M (correspondendo a valores de pH menores que 7,00 e valores de pOH maiores que 7,00). As soluções básicas são aquelas com molaridades do íon hidrônio menores que 1,0××10 −7 M e molaridades do íon hidróxido maiores que 1,0××10 −7 M (correspondendo a valores de pH maiores que 7,00 e valores de pOH menores que 7,00).

    Como a constante de autoionização K w depende da temperatura, essas correlações entre os valores de pH e os adjetivos ácido/neutros/básicos serão diferentes em temperaturas diferentes de 25 °C. Por exemplo, o exercício “Verifique seu aprendizado” que acompanha o Exemplo 14.1 mostrou a molaridade do hidrônio da água pura a 80 °C é 4,9××10 −7 M, que corresponde aos valores de pH e pOH de:

    pH=−registro[H3O+]=−registro(4.9×10−7)=6.31pH=−registro[H3O+]=−registro(4.9×10−7)=6.31
    Oh=−registro[OH−]=−registro(4.9×10−7)=6.31Oh=−registro[OH−]=−registro(4.9×10−7)=6.31

    Nessa temperatura, então, soluções neutras exibem pH = pOH = 6,31, soluções ácidas exibem pH menor que 6,31 e pOH maior que 6,31, enquanto soluções básicas exibem pH maior que 6,31 e pOH menor que 6,31. Essa distinção pode ser importante ao estudar certos processos que ocorrem em outras temperaturas, como reações enzimáticas em organismos de sangue quente a uma temperatura em torno de 36—40 °C. Salvo indicação em contrário, presume-se que as referências aos valores de pH sejam aquelas a 25 °C (Tabela 14.1).

    Resumo das relações para soluções ácidas, básicas e neutras
    Classificação Concentrações de íons pH a 25 °C
    ácida [H 3 O +] > [OH −] pH < 7
    neutro [H 3 O +] = [OH −] pH = 7
    básico [H 3 O +] < [OH −] pH > 7
    Tabela 14.1

    A Figura 14.2 mostra as relações entre [H 3 O +], [OH −], pH e pOH para soluções classificadas como ácidas, básicas e neutras.

    Uma tabela é fornecida com 5 colunas. A primeira coluna é rotulada como “colchete esquerdo H subscrito 3 O sobrescrito mais colchete direito (M)”. Potências de dez são listadas na coluna começando em 10 sobrescrito 1, incluindo 10 sobrescrito 0 ou 1, 10 sobrescrito menos 1, diminuindo em potências únicas de 10 a 10 sobrescritas menos 15. A segunda coluna é rotulada como “colchete esquerdo O H sobrescrito negativo colchete direito (M)”. Potências de dez são listadas na coluna começando em 10 sobrescrito menos 15, aumentando em potências únicas de 10 para incluir 10 sobrescrito 0 ou 1 e 10 sobrescrito 1. A terceira coluna é chamada de “p H.” Os valores listados nesta coluna são números inteiros começando com menos 1, aumentando em unidades até 14. A quarta coluna é rotulada como “p O H.” Os valores nessa coluna são números inteiros começando em 15, diminuindo em uns até menos 1. A quinta coluna é chamada “Solução de amostra”. Uma linha vertical à esquerda da coluna tem marcas de verificação correspondentes a cada nível p H na tabela. As substâncias são listadas ao lado deste segmento de linha com segmentos de linha conectando-as à linha para mostrar valores aproximados de p H e p O H. 1 M H C l está listado em um p H de 0. Os sucos gástricos estão listados em um p H de cerca de 1,5. O suco de limão está listado em um p H de cerca de 2, seguido por 1 M C H subscrito 3 C O subscrito 2 H, seguido por ácido estomacal com um valor p H de quase 3. O vinho está listado em torno de 3,5. O café está listado logo após 5. A água pura está listada em um p H de 7. O sangue puro está um pouco além de 7. O leite de magnésia está listado logo após um p H de 10,5. A amônia doméstica é listada pouco antes de um pH de 12. 1 M N a O H está listado em um p H de 0. À direita dessa seta rotulada, há uma seta que aponta para cima e para baixo através da altura da coluna. Uma faixa bege passa pela mesa e por esta flecha de duas pontas na p H 7. À esquerda da seta de duas pontas nesta faixa bege está o rótulo “neutro”. Uma faixa bege estreita atravessa a flecha. Logo acima e abaixo dessa região, a seta é roxa. Ele gradualmente se transforma em um vermelho brilhante à medida que se estende para cima. No topo da seta, perto da ponta da flecha, está o rótulo “ácido”. Da mesma forma, a região inferior muda de cor de roxo para azul, passando para a parte inferior da coluna. A cabeça nesta extremidade da seta é rotulada como “básica”.
    Figura 14.2 As escalas de pH e pOH representam concentrações de H 3 O + e OH −, respectivamente. Os valores de pH e pOH de algumas substâncias comuns a 25 °C são mostrados neste gráfico.

    Exemplo 14.4

    Cálculo do pH a partir de [H 3 O +]

    Qual é o pH do ácido estomacal, uma solução de HCl com uma concentração de íon hidrônio de 1,2××10 −3 M?

    Solução

    pH=−registro[H3O+]pH=−registro[H3O+]
    =−log (1.2×10−3)=−log (1.2×10−3)
    =−(−2,92)=2,92=−(−2,92)=2,92


     (O uso de logaritmos é explicado no Apêndice B. Ao obter o registro de um valor, mantenha tantas casas decimais no resultado quanto houver números significativos no valor.)

    Verifique seu aprendizado

    A água exposta ao ar contém ácido carbônico, H 2 CO 3, devido à reação entre o dióxido de carbono e a água:
    CO2(umaq)+H2O (l)⇌H2CO3(umaq)CO2(umaq)+H2O (l)⇌H2CO3(umaq)

    A água saturada de ar tem uma concentração de íon hidrônio causada pelo CO 2 dissolvido de 2,0××10 −6 M, cerca de 20 vezes maior que a da água pura. Calcular o pH da solução a 25 °C.

    Resposta:

    5,70

    Exemplo 14.5

    Cálculo da concentração de íons de hidrônio a partir do

    Calcule a concentração de íons hidrônio no sangue, cujo pH é 7,3.

    Solução

    pH=−registro[H3O+]=7.3pH=−registro[H3O+]=7.3
    tora[H3O+]=−7,3tora[H3O+]=−7,3
    [H3O+]=10−7,3ou[H3O+]=antílogo de −7,3[H3O+]=10−7,3ou[H3O+]=antílogo de −7,3
    [H3O+]=5×10−8M[H3O+]=5×10−8M


     (Em uma calculadora, pegue o antílogo, ou o log “inverso”, de −7,3, ou calcule 10 −7,3.)

    Verifique seu aprendizado

    Calcule a concentração de íons hidrônio de uma solução com um pH de −1,07.

    Resposta:

    12 MM

    Como as ciências se interconectam

    Ciência ambiental

    A água da chuva normal tem um pH entre 5 e 6 devido à presença de CO 2 dissolvido que forma ácido carbônico:

    H2O(l)+CO2(g)⟶H2CO3(umaq)H2O(l)+CO2(g)⟶H2CO3(umaq)
    H2CO3(umaq)⇌H+(umaq)+HCO3−(umaq)H2CO3(umaq)⇌H+(umaq)+HCO3−(umaq)

    A chuva ácida é a água da chuva que tem um pH inferior a 5, devido a uma variedade de óxidos não metálicos, incluindo CO 2, SO 2, SO 3, NO e NO 2 sendo dissolvidos na água e reagindo com ela para formar não apenas ácido carbônico, mas ácido sulfúrico e ácido nítrico. A formação e subsequente ionização do ácido sulfúrico são mostradas aqui:

    H2O(l)+ENTÃO3(g)⟶H2ENTÃO4(umaq)H2O(l)+ENTÃO3(g)⟶H2ENTÃO4(umaq)
    H2ENTÃO4(umaq)⟶H+(umaq)+HSO4−(umaq)H2ENTÃO4(umaq)⟶H+(umaq)+HSO4−(umaq)

    O dióxido de carbono está naturalmente presente na atmosfera porque a maioria dos organismos o produz como um produto residual do metabolismo. O dióxido de carbono também é formado quando os incêndios liberam carbono armazenado na vegetação ou nos combustíveis fósseis. O trióxido de enxofre na atmosfera é produzido naturalmente pela atividade vulcânica, mas também se origina da queima de combustíveis fósseis, que têm traços de enxofre, e do processo de “torrefação” de minérios de sulfetos metálicos em processos de refino de metais. Os óxidos de nitrogênio são formados em motores de combustão interna, onde as altas temperaturas permitem que o nitrogênio e o oxigênio no ar se combinem quimicamente.

    A chuva ácida é um problema específico em áreas industriais onde os produtos da combustão e fundição são liberados no ar sem serem retirados dos óxidos de enxofre e nitrogênio. Na América do Norte e na Europa até a década de 1980, foi responsável pela destruição de florestas e lagos de água doce, quando a acidez da chuva realmente matou árvores, danificou o solo e tornou os lagos inabitáveis para todas as espécies, exceto as mais tolerantes a ácidos. A chuva ácida também corrói as fachadas de estátuas e edifícios que são feitas de mármore e calcário (Figura 14.3). As regulamentações que limitam a quantidade de óxidos de enxofre e nitrogênio que podem ser liberados na atmosfera pela indústria e pelos automóveis reduziram a gravidade dos danos causados por ácidos em ambientes naturais e artificiais na América do Norte e na Europa. Agora é um problema crescente nas áreas industriais da China e da Índia.

    Para obter mais informações sobre chuva ácida, visite este site hospedado pela Agência de Proteção Ambiental dos EUA.

    Duas fotos são mostradas. A fotografia a à esquerda mostra a parte superior das árvores contra um céu azul brilhante. As copas de várias árvores no centro da fotografia têm galhos nus e parecem estar mortas. A imagem b mostra a estátua de um homem que parece ser da era da guerra revolucionária em mármore ou calcário.
    Figura 14.3 (a) A chuva ácida torna as árvores mais suscetíveis à seca e à infestação de insetos e esgota os nutrientes do solo. (b) Também corrói estátuas esculpidas em mármore ou calcário. (crédito a: modificação da obra de Chris M Morris; crédito b: modificação da obra de “Eden, Janine and Jim” /Flickr)

    Exemplo 14.6

    Cálculo do pOH

    Quais são o pOH e o pH de uma solução de 0,0125-M de hidróxido de potássio, KOH?

    Solução

    O hidróxido de potássio é um composto iônico altamente solúvel e se dissocia completamente quando dissolvido em solução diluída, produzindo [OH −] = 0,0125 M:
    Oh=−registro[OH−]=−registro0,0125Oh=−registro[OH−]=−registro0,0125
    =−(−1.903)=1.903=−(−1.903)=1.903

    O pH pode ser encontrado a partir do pOH:

    pH+Oh=14,00pH+Oh=14,00
    pH=14,00−Oh=14,00−1.903=12,10pH=14,00−Oh=14,00−1.903=12,10

    Verifique seu aprendizado

    A concentração de íons hidrônio do vinagre é de aproximadamente 4××10 −3 M. Quais são os valores correspondentes de pOH e pH?

    Resposta:

    pOH = 11,6, pH = 2,4

    A acidez de uma solução é normalmente avaliada experimentalmente pela medição de seu pH. O pOH de uma solução geralmente não é medido, pois é facilmente calculado a partir de um valor de pH determinado experimentalmente. O pH de uma solução pode ser medido diretamente usando um medidor de pH (Figura 14.4).

    Esta figura contém duas imagens. A primeira, imagem a, é de um medidor de p H digital analítico em um balcão de laboratório. A segunda, imagem b, é de um medidor de p H digital portátil portátil.
    Figura 14.4 (a) Um medidor de pH de nível de pesquisa usado em um laboratório pode ter uma resolução de 0,001 unidades de pH, uma precisão de ± 0,002 unidades de pH e pode custar mais de $1000. (b) Um medidor de pH portátil tem resolução mais baixa (0,01 unidades de pH), menor precisão (± 0,2 unidades de pH) e um preço muito mais baixo. (crédito b: modificação da obra de Jacopo Werther)

    O pH de uma solução também pode ser estimado visualmente usando indicadores coloridos (Figura 14.5). Os equilíbrios ácido-base que permitem o uso desses corantes indicadores para medições de pH são descritos em uma seção posterior deste capítulo.

    Esta figura contém duas imagens. O primeiro mostra uma variedade de cores de soluções em copos rotulados. Uma solução vermelha em um copo é rotulada como “0,10 M H C l.” Uma solução laranja é rotulada como “0,10 M C H subscrito 3 C O O H.” Uma solução amarelo-laranja é rotulada como “0,1 M N H subscrito 4 C l.” Uma solução amarela é rotulada como “água deionizada”. Um segundo copo de solução é rotulado como “0,10 M K C l.” Uma solução verde é rotulada como “0,10 M de anilina”. Uma solução azul é rotulada como “0,10 M N H subscrito 4 C l (a q)”. Um copo final contendo uma solução azul escura é rotulado como “0,10 M N a O H.” A imagem b mostra o papel PhydRion usado para medir o pH na faixa de p H de 1 a 12. A escala de cores para identificar p H com base na cor é mostrada junto com várias tiras de teste usadas para avaliar p H.
    Figura 14.5 (a) Uma solução contendo uma mistura de corantes, chamada indicador universal, assume cores diferentes dependendo de seu pH. (b) As tiras de teste convenientes, chamadas de papel de pH, contêm corantes indicadores incorporados que produzem mudanças de cor dependentes do pH em contato com soluções aquosas. (crédito: modificação da obra de Sahar Atwa)