História da Biologia

1.9. O pH DE UMA SOLUÇÃO

O caráter ácido, neutro ou básico de uma solução depende da concentração do íon hidrogênio. Porém, como os valores da concentração podem ser muito pequenos, é mais conveniente indicar a acidez de uma solução em termos de pH, que se define como o logaritmo (decimal) negativo da molaridade do íon hidrogênio:

Para uma solução que tiver concentração igual a 1,0 x 10-3 M de íon hidrogênio, o pH será:

pH = - log [H1+] pH = - log ( 1,0 x 10-3) = 0 + 3 = 3,0

Observe que o número de casas decimais no pH é igual ao número de algarismos negativos na concentração do íon hidrogênio.

Pode-se achar o pH de uma solução, partindo-se do valor da molaridade (um tipo de concentração) no íon hidróxido, calculando, inicialmente, a concentração do íon hidrogênio, como visto anteriormente. Pode-se também calcular o pH simplesmente pelo valor do pOH, quando é dada a concentração do íon hidróxido. Observe a expressão abaixo:

pOH = - log [OH1-]

Então, como o Kw = [H1+][OH1-] = 1,0 x 10-14, a 25oC, pode-se afirmar que:

Esta equação permite calcular o pH através do valor do pOH. Por exemplo, uma solução de amônia apresenta molaridade igual a 1,9 x 10-3 M. Qual o pOH dessa solução?

pOH = - log [OH1-]

pOH = - log (1,9 x 10-3) = 2,72

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 2,72 = 11,28

O pH de uma solução pode ser mantido com uma exatidão em um aparelho chamado de medidor de pH ou pHmetro (Figura 1.1). O instrumento tem eletrodos especiais que, ao serem mergulhados na solução, emitem voltagem entre eles, de acordo com o pH da solução, traduzida em leitura no visor do aparelho.

O pH também pode ser acompanhado através do uso de indicadores ácido-base, pois estes usualmente mudam de cor em pequena faixa de pH. Embora menos exatos do que os medidores de pH, o indicador muda de cor graças à sua capacidade ácida e básica, que tem cores diferentes e, em soluções, apresenta-se