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Escala de pH
Os iões hidrónio e hidróxido estão presentes tanto em água pura como em todas as soluções aquosas, sendo as suas concentrações inversamente proporcion…
A concentração de íons hidrônicos numa solução aquosa é geralmente escrita com expoentes negativos e pode ser tão pequena quanto 1 10-¹⁴ mols. A escala de pH foi desenvolvida pelo químico Soren Sorenson em 1909 como uma forma mais conveniente para comparar rapidamente a acidez de diferentes soluções. O pH de uma solução é o logaritmo negativo da sua concentração de íons hidrônicos.
Por exemplo, uma solução com uma concentração hidrônico de 1 10-⁵ M tem um pH de 5. Quanto maior a concentração de íons hidrônicos de uma solução, mais baixo o seu pH. Como o pH é expresso numa escala logarítmica, corresponde a uma alteração de uma unidade para um aumento de 10 vezes ou diminuição da concentração de íons hidrônicos.
Uma solução com um pH de 3 irá ter dez vezes mais íons hidrônicos do que uma solução com um pH 4 e cem vezes mais do que uma solução com um pH de 5. Uma solução ácida tem uma maior concentração de íons hidrônicos do que íons hidróxidos e um pH inferior a 7, enquanto que uma solução básica tem uma menor concentração de íons hidrônicos do que íons hidróxidos e um pH superior a 7. Uma solução neutra com uma concentração igual de íons hidrônicos e hidróxidos têm um pH de 7.
A concentração de íons hidróxidos também pode ser expressa como pOH. O pOH é o logaritmo negativo da concentração de íons hidróxidos. Quanto mais alto a concentração de íons hidróxidos, mais baixo o seu valor pOH.
Um valor de pH ou pOH de uma solução aquosa é de 0-14. Isto é porque Kw, a constante de equilíbrio para a autoionização da água, é igual a 1 10-¹⁴. Tomando o registo negativo de ambos os lados da equação resulta numa equação onde pKw é igual à soma de pH e pOH.
Uma vez que o registo negativo de 1 10-¹⁴ é 14, a soma do pH e pOH de uma solução aquosa será sempre 14. Isto pode ser utilizado para determinar o valor de pH quando o valor de pOH é conhecido e vice-versa. Por exemplo, uma solução com um pOH de 10 tem um pH de 4.
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Q1: Why was the pH scale developed?
Chemist Soren Sorenson developed the pH scale in 1909 to provide a more convenient way to quickly compare the acidity of different solutions. Since hydronium ion concentrations can range from 1 M to 1 × 10−14 M, expressing these values directly is impractical. The pH scale uses logarithms to compress this enormous range into a simple 0-14 scale.
Q2: How does a single pH unit change affect hydronium ion concentration?
Because pH is expressed on a logarithmic scale, a single-unit change corresponds to a 10-fold increase or decrease in hydronium ion concentration. For example, a solution with pH 3 contains ten times more hydronium ions than a solution with pH 4, and one hundred times more than a solution with pH 5. This logarithmic relationship makes pH a convenient way to express vast concentration differences.
Q3: What is the relationship between pH and pOH in aqueous solutions?
The pH and pOH of any aqueous solution always sum to 14 at 25°C because the ion product of water (Kw) equals 1 × 10−14. Since pH is the negative logarithm of hydronium ion concentration and pOH is the negative logarithm of hydroxide ion concentration, this relationship allows you to calculate one value when the other is known. For instance, a solution with pOH of 10 has a pH of 4.
Q4: How do acidic, basic, and neutral solutions differ in ion concentration?
An acidic solution has a higher concentration of hydronium ions than hydroxide ions and a pH less than 7. A basic solution has a lower concentration of hydronium ions than hydroxide ions and a pH greater than 7. A neutral solution has equal concentrations of hydronium and hydroxide ions with a pH of 7. These distinctions apply at 25°C, where Kw equals 1 × 10−14.
Q5: What determines the pH range of 0 to 14?
The pH range of 0 to 14 is determined by the ion product of water (Kw), which equals 1 × 10−14 at 25°C. Taking the negative logarithm of this value yields 14, establishing the upper limit. The relationship pH + pOH = 14 ensures that aqueous solutions at standard temperature fall within this range, with pH values below 7 indicating acidity and above 7 indicating basicity.
Q6: How does temperature affect pH classifications of solutions?
Temperature changes alter the ion product of water (Kw), which shifts the pH values that define acidic, neutral, and basic solutions. At 80°C, pure water has a hydronium ion concentration of 4.9 × 10−7 M, giving pH and pOH values of 6.31, making neutral solutions have pH = 6.31 rather than 7. This distinction is important when studying processes like enzyme reactions in warm-blooded organisms at 36-40°C.
Q7: How is pH mathematically calculated from hydronium ion concentration?
pH is calculated as the negative logarithm of the hydronium ion concentration: pH = −log[H3O+]. For example, a solution with 1 × 10−5 M hydronium concentration has a pH of 5. This formula can be rearranged to find hydronium concentration from pH, allowing chemists to understand weak acid solutions and dissociation constant calculations when analyzing solution properties.