Escala de pH

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.