O pH é a medida de quão ácida ou básica é uma solução. Compreender como calculá-lo a partir dos primeiros princípios é fundamental para a química, biologia, medicina e ciências ambientais.
A fórmula do pH
O pH é definido como o logaritmo negativo de base 10 da concentração de íons hidrogênio:
pH = −log₁₀[H⁺]
Onde [H⁺] é a concentração de íons de hidrogênio em moles por litro (mol/L ou M).
Exemplo 1: [H⁺] = 0,001 M (10⁻³ M):
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (ácido)
Exemplo 2: [H⁺] = 1 × 10⁻⁷ M (água pura):
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (neutro)
Exemplo 3: [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M:
- pH = 11 (básico/alcalino)
A escala de pH
| pH | Classificação | Exemplo |
|---|---|---|
| 0–2 | Fortemente ácido | Ácido de bateria, ácido estomacal (1–2) |
| 3–4 | Ácido | Vinagre (2,4), suco de laranja (3,5) |
| 5–6 | Levemente ácido | Café preto (5), água da chuva (5,6) |
| 7 | Neutro | Água pura |
| 8–9 | Ligeiramente básico | Água do mar (8), bicarbonato de sódio (8,3) |
| 10–12 | Básico | Leite de magnésia (10,5) |
| 13–14 | Fortemente básico | Alvejante (12,5), limpador de ralos (14) |
Calculando [H⁺] a partir do pH
O cálculo reverso – encontrando a concentração de íons a partir do pH:
[H⁺] = 10^(−pH)
Exemplo: pH = 4,5:
- [H⁺] = 10^(−4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/L
A relação entre pH e pOH
Em soluções aquosas a 25°C:
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Se você souber a concentração de íons hidróxido em vez de íons hidrogênio:
Exemplo: [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M: -pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14 − 3 = 11 (básico)
Calculando pH de ácidos fortes
Ácidos fortes (HCl, HNO₃, H₂SO₄) dissociam-se completamente em água:
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Exemplo: HCl 0,05 M:
- [H⁺] = 0,05M
- pH = −log(0,05) = 1,30
Para H₂SO₄ (diprótico): [H⁺] = 2 × [H₂SO₄]
Calculando pH de ácidos fracos (usando Ka)
Os ácidos fracos dissociam-se parcialmente. Use a constante de dissociação ácida Ka:
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Onde C = concentração inicial de ácido, Ka = constante de dissociação.
Exemplo: ácido acético 0,1 M (Ka = 1,8 × 10⁻⁵):
- [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³
- pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87
(Comparado ao ácido forte: 0,1 M de HCl teria pH = 1,0 – muito mais ácido)
Calculando pH de Bases Fortes
Bases fortes (NaOH, KOH) dissociam-se completamente:
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Exemplo: NaOH 0,02 M: -pOH = −log(0,02) = 1,70
- pH = 14 - 1,70 = 12,30
Soluções tampão
Um tampão resiste à mudança de pH. A equação de Henderson-Hasselbalch calcula o pH do tampão:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Onde [A⁻] = concentração de base conjugada, [HA] = concentração de ácido fraco.
Exemplo: Tampão ácido acético/acetato, pKa = 4,74, concentrações iguais:
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
Os tampões funcionam melhor dentro de ±1 unidade de pH do pKa.
Aplicações Práticas
PH do sangue: Mantido entre 7,35 e 7,45 por tampão de bicarbonato. Abaixo de 7,35 = acidose; acima de 7,45 = alcalose.
Piscinas: pH ideal 7,2–7,8. Abaixo de 7,0 irrita os olhos e corrói equipamentos; acima de 7,8 reduz a eficácia do cloro.
PH do solo: Afeta a disponibilidade de nutrientes. A maioria das plantas prospera entre 6,0 e 7,0; mirtilos preferem 4,5–5,5.
Use nossa calculadora de logaritmo para calcular rapidamente valores −log para cálculos de pH e pOH.