A escala de pH
O vinagre com pH 2.4 tem cerca de 40 000 vezes mais íons hidrônio por litro do que a água pura com pH 7.
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A quantidade de íons hidrônio em uma solução pode variar de mais de um mol por litro em um ácido forte a menos de 10⁻¹⁴ mol por litro em uma base forte. Escrever números como 0.0000001 e 0.00000000001 o tempo todo é pouco prático, então os químicos usam uma escala logarítmica. O pH de uma solução é o logaritmo de base 10 da concentração de íons hidrônio, com sinal trocado: pH = −log[H₃O⁺]. No sentido inverso, [H₃O⁺] = 10^(−pH).
Uma unidade significa dez vezes
A água pura a 25 °C tem [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻⁷ M, então seu pH é 7.00. Uma solução com [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M tem pH 3. Essa diferença de quatro unidades significa dez vezes dez vezes dez vezes dez: 10 000 vezes mais hidrônio. A OpenStax informa que a concentração de hidrônio do vinagre é cerca de 4 × 10⁻³ M, equivalente a pH 2.4, e a do ácido do estômago é 1.2 × 10⁻³ M, equivalente a pH 2.92. Como a escala é logarítmica, mudanças que parecem pequenas são grandes. A NOAA informa que o pH da água na superfície dos oceanos caiu cerca de 0.1 desde a Revolução Industrial e descreve isso como um aumento de aproximadamente 30 por cento na acidez.
pOH e o número 14
A concentração de hidróxido tem seu próprio valor p: pOH = −log[OH⁻]. Aplicar o logaritmo a Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ produz um resultado simples a 25 °C: pH + pOH = 14.00. Uma solução é ácida quando [H₃O⁺] é maior que [OH⁻], o que significa pH abaixo de 7; neutra quando são iguais, com pH 7; e básica quando [OH⁻] é maior, com pH acima de 7. Por exemplo, hidróxido de potássio 0.0125 M fornece [OH⁻] = 0.0125 M, então pOH = 1.90 e pH = 14.00 − 1.90 = 12.10.
O valor 7 para o pH neutro só vale a 25 °C. A autoionização da água absorve calor, então aumenta em temperaturas mais altas. Kw sobe para cerca de 5.6 × 10⁻¹³ a 100 °C, e a OpenStax calcula que a água pura a 80 °C tem pH 6.31. Essa água continua neutra, pois [H₃O⁺] e [OH⁻] ainda são iguais. Salvo indicação contrária, os valores de pH são dados a 25 °C.
Onde ficam as substâncias do dia a dia
O suco gástrico tem pH próximo de 1.5 e o suco de limão, próximo de 2, ambos bastante ácidos. O café fica em torno de 5. A água da chuva normal tem pH entre 5 e 6, pois o dióxido de carbono do ar se dissolve nela e forma ácido carbônico; chuva com pH abaixo de 5 é chamada de chuva ácida. O sangue humano é mantido muito próximo de 7.4 por soluções tampão. No lado básico, uma solução 0.1 M de bicarbonato de sódio tem pH 8.3, o leite de magnésia cerca de 10.5 e a amônia 0.1 M, 11.1. Escolha uma dessas substâncias no menu do laboratório para ir direto à sua posição na escala.
No laboratório, o pH é medido com um pHmetro. Um aparelho de pesquisa fornece leituras com resolução de 0.001 unidade de pH; um portátil barato, de cerca de 0.01, com exatidão de aproximadamente ±0.2. Para uma estimativa rápida, os químicos usam corantes indicadores, assunto da próxima unidade.
Relações: pH = −log[H₃O⁺]. [H₃O⁺] = 10^(−pH). Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. pH + pOH = 14.
- Qual é o pH de uma solução com [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M?
- Uma solução de pH 3 tem quantas vezes mais H₃O⁺ do que uma solução de pH 5?
- A 25 °C, uma solução tem pH 9.0. Qual é seu pOH?
- Qual é o pH do ácido do estômago com [H₃O⁺] = 1.2 × 10⁻³ M?
- KOH 0.0125 M: qual é o pH?
- Uma solução tem pH 8.3. Ela é…
- Básica
- Ácida
- Neutra
- Impossível determinar
- A água pura a 80 °C tem pH 6.31. Ela é…
- Neutra
- Ácida
- Básica
- Contaminada
- A chuva é chamada de ácida abaixo de qual pH?
- O sangue tem pH 7.4. Qual é [H₃O⁺], com um algarismo significativo?
- 4 × 10⁻⁸ M
- 7.4 × 10⁻⁷ M
- 1 × 10⁻⁷ M
- 4 × 10⁻⁷ M
- Um ácido forte de pH 2.0 é diluído 10 vezes. Qual é o novo pH?
- pH = −log[H₃O⁺]; uma unidade de pH corresponde a um fator de 10.
- A 25 °C: pH + pOH = 14; abaixo de 7, ácido; 7, neutro; acima de 7, básico.
- O pH neutro depende da temperatura: 6.31 a 80 °C.
Fontes deste curso (10)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
- 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
- 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
- 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
- 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
- 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
- LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
- PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
- NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.
Data de verificação: 2026-10-17