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pH, pOH, e a escala pH

Definições de pH, pOH, e da escala pH. Calculando o pH de uma solução de ácido ou base fortes. A relação entre força do ácido e o pH de uma solução.

Principais pontos

Nós podemos fazer a conversão entre $[H^{+}]$ ‍ e $pH$ ‍ usando a seguinte equação:

$\begin{aligned} pH & = - \log [H^{+}] \\ [H^{+}] & = 10^{- pH} \end{aligned}$ ‍

Nós podemos fazer a conversão entre $[{OH}^{-}]$ ‍ e $pOH$ ‍ usando a seguinte equação:

$\begin{aligned} pOH & = - \log [{OH}^{-}] \\ [{OH}^{-}] & = 10^{- pOH} \end{aligned}$ ‍

Para qualquer solução aquosa a $25^{\circ} C$ ‍:

$pH + pOH = 14$ ‍.

Para cada aumento em um fator de $10$ ‍ na concentração de $[H^{+}]$ ‍, o $pH$ ‍ irá decrescer em $1$ ‍ unidade, e vice-versa.
Tanto a concentração quanto a força do ácido determinam os valores de $[H^{+}]$ ‍ e do $pH$ ‍.

Introdução

Em solução aquosa, um ácido é definido como qualquer espécie que aumenta a concentração de

H^{+} (a q)

, enquanto que uma base aumenta a concentração de

{OH}^{+} (a q)

. As concentrações típicas desses íons em solução podem ser bem pequenas, e elas também abrangem uma vasta gama.

Por exemplo, uma amostra de água pura a

25^{\circ} C

contém

1, 0 \times 10^{- 7} M

H^{+}

e de

{OH}^{-}

. Em comparação, a concentração de

H^{+}

no ácido do estômago pode chegar a aproximadamente

1, 0 \times 10^{- 1} M

. Isso significa que a

[H^{+}]

do ácido do estômago tem uma ordem de magnitude aproximadamente

6

vezes maior do que aquela presente na água pura!

Para evitar lidar com esses números mais complicados, os cientistas convertem essas concentrações para

pH

pOH

. Vejamos a definição de

pH

pOH

Definições de $pH$ ‍ e $pOH$ ‍

Relacionando $[H^{+}]$ ‍ e $pH$ ‍

pH

de uma solução aquosa é calculada a partir da

[H^{+}]

usando a seguinte equação:

$pH = - \log [H^{+}] (Eq. 1a)$ ‍

p

minúsculo indica

‘ ‘ - {log}_{10} "

. Você verá com frequência as pessoas deixando a base

10

de fora como parte de uma abreviação.

Por exemplo, tendo uma solução com

[H^{+}] = 1 \times 10^{- 5} M

, então nós podemos calcular o

pH

usando a Eq. 1a:

$pH = - \log (1 \times 10^{- 5}) = 5, 0$ ‍

Dado o

pH

de uma solução, nós também podemos encontrar

[H^{+}]

$[H^{+}] = 10^{- pH} (Eq. 1b)$ ‍

[Como calcular logaritmos?]

Relacionando $[{OH}^{-}]$ ‍ e $pOH$ ‍

pOH

de uma solução aquosa é definido da mesma forma só que com

[{OH}^{-}]

$pOH = - \log [{OH}^{-}] (Eq. 2a)$ ‍

Por exemplo, tendo uma solução com

[{OH}^{-}] = 1 \times 10^{- 12} M

, então nós podemos calcular o

pOH

usando a Eq. 2a:

$pOH = - \log (1 \times 10^{- 12}) = 12, 0$ ‍

Dado o

pOH

de uma solução, nós podemos também encontrar

[{OH}^{-}]

$10^{- pOH} = [{OH}^{-}] (Eq. 2b)$ ‍

Relacionando $pH$ ‍ e $pOH$ ‍

Baseado nas concentrações de equilíbrio de

H^{+}

{OH}^{-}

na água, a seguinte relação é verdadeira para qualquer solução aquosa a

25^{\circ} C

pH + pOH = 14 (Eq. 3)

Essa relação pode ser usada para fazer a conversão entre

pH

pOH

. Em combinação com a Eq. 1a/b e a Eq. 2a/b, nós podemos sempre relacionar o

pOH

e/ou o

pH

com

[{OH}^{-}]

[H^{+}]

. Para uma derivação dessa equação, veja o artigo sobre a autoionização da água.

Exemplo 1: Calcular o $pH$ ‍ de uma solução de uma base forte

Se usarmos $1, 0 mmol$ ‍ de $NaOH$ ‍ para fazer $1, 0 L$ ‍ de uma solução aquosa a $25^{\circ} C$ ‍, qual será o $pH$ ‍ dessa solução?

Nós podemos encontrar o

pH

da nossa solução de

NaOH

usando a relação entre

[{OH}^{-}]

pH

pOH

. Vamos fazer o cálculo passo a passo.

Etapa 1: calcular a concentração molar do $NaOH$ ‍

A concentração molar é igual ao número de mols de soluto por litro de solução:

$Concentração molar = \frac{número de mols de soluto}{L de solução}$ ‍

Para calcular a concentração molar do

NaOH

, nós podemos usar os valores conhecidos do número de mols do

NaOH

e o do volume da solução:

$\begin{aligned} [NaOH] & = \frac{1, 0 mmol NaOH}{1, 0 L} \\ = \frac{1, 0 \times 10^{- 3} mol NaOH}{1, 0 L} \\ = 1, 0 \times 10^{- 3} M NaOH \end{aligned}$ ‍

A concentração do

NaOH

na solução é igual a

1, 0 \times 10^{- 3} M

Etapa 2: calcular a $[{OH}^{-}]$ ‍ com base na dissociação do $NaOH$ ‍

Pelo fato do

NaOH

ser uma base forte, ele se dissocia completamente nos íons que o constituem em solução aquosa:

$NaOH (a q) \to {Na}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Essa equação balanceada nos diz que cada mol de

NaOH

produz um mol de

{OH}^{-}

em solução aquosa. Portanto, nós temos a seguinte reação entre

[NaOH]

[{OH}^{-}]

$[NaOH] = [{OH}^{-}] = 1, 0 \times 10^{- 3} M$ ‍

Etapa 3: calcular o $pOH$ ‍ a partir da $[{OH}^{-}]$ ‍ usando a Eq.2a

Agora que nós sabemos a concentração de

{OH}^{-}

, podemos calcular o

pOH

usando a Eq.2a:

$\begin{aligned} pOH & = - \log [{OH}^{-}] \\ = - \log (1, 0 \times 10^{- 3}) \\ = 3, 00 \end{aligned}$ ‍

pOH

da nossa solução é igual a

3, 00

Etapa 4: calcular o $pH$ ‍ a partir do $pOH$ ‍ usando a Eq.3

Podemos calcular o

pH

a partir do

pOH

usando a Eq.3. Reorganizando a equação para descobrirmos a nossa incógnita, o

pH

pH = 14 - pOH

Podemos substituir o valor do

pOH

que encontramos no Passo 3 para encontrar o

pH

pH = 14 - 3, 00 = 11, 00

Portanto, o

pH

da nossa solução de

NaOH

é igual a

11, 00

A escala de $pH$ ‍: Soluções ácidas, básicas e neutras

Converter de

[H^{+}]

para

pH

é uma forma conveniente de mensurar a acidez ou basicidade relativa de uma solução. A escala de

pH

nos permite facilmente classificar as substâncias de acordo com o seu valor de

pH

A escala de

pH

é uma escala logarítmica negativa. A parte logarítmica significa que o

pH

muda em

1

unidade para cada fator de

10

na concentração de

H^{+}

. O sinal negativo na frente do log nos diz que há uma relação inversa entre o

pH

e o

[H^{+}]

: quando o

pH

aumenta, o

[H^{+}]

diminui, e vice-versa.

A imagem a seguir mostra uma escala de

pH

rotulada com valores de

pH

de algumas substâncias domésticas comuns. Esses valores de

pH

são válidos para soluções a

25^{\circ} C

. Perceba que é possível ter um valor negativo de

pH

Alguns conceitos importantes para lembrar para soluções aquosas a

25^{\circ} C

Para uma solução neutra, o $pH = 7$ ‍.
Soluções ácidas têm $pH < 7$ ‍.
Soluções básicas têm $pH > 7$ ‍.

Quanto menor o valor do

pH

, mais ácida é a solução e maior é a concentração de

H^{+}

. Quanto maior o valor do

pH

, mais básica é a solução e menor a concentração de

H^{+}

. Enquanto também seria possível descrever a acidez ou a basicidade de uma solução em termos do

pOH

, é um pouco mais comum usar o

pH

. Felizmente, podemos facilmente fazer a conversão entre valores de

pH

pOH

Verificando o conceito: Com base na escala de $pH$ ‍ dada acima, qual solução é mais ácida $-$ ‍ suco de laranja ou vinagre?

[Mostrar resposta]

Exemplo $2$ ‍: Determinando o $pH$ ‍ de uma solução diluída de um ácido forte

Temos

100 mL

de uma solução de ácido nítrico com

pH

igual a

4, 0

. Nós diluímos a solução por meio da adição de água para obtermos um volume total de

1, 0 L

Qual é o $pH$ ‍ da solução diluída?

Há várias formas de resolver esse problema. Nós veremos dois métodos diferentes.

Método 1. Usar propriedades da escala do log

Lembre que a escala de

pH

é uma escala logarítmica negativa. Portanto, se a concentração de

H^{+}

diminuir por um único fator de

10

, então o

pH

irá aumentar em

1

unidade.

Já que o volume original,

100 mL

, é um décimo do volume total após a diluição, a concentração de

H^{+}

na solução foi reduzida por um único fator de

10

. Portanto, o

pH

da solução irá aumentar em

1

unidade:

$\begin{aligned} pH & = original pH + 1, 0 \\ = 4, 0 + 1, 0 \\ = 5, 0 \end{aligned}$ ‍

Portanto, o

pH

da solução diluída é igual a

5, 0

Método 2. Usar o número de mols de $H^{+}$ ‍ para calcular o $pH$ ‍

Passo 1: Calcular o número de mols de $H^{+}$ ‍

Podemos usar o

pH

e o volume da solução original para calcular o número de mols de

H^{+}

na solução.

$\begin{aligned} {mols H}^{+} & = [H^{+}]_{i n i c i a l} \times volume \\ = 10^{- pH} M \times volume \\ = 10^{- 4, 0} M \times 0,100 L \\ = 1, 0 \times 10^{- 5} {mol H}^{+} \end{aligned}$ ‍

Passo 2: Calcular a molaridade de $H^{+}$ ‍ após a diluição

A molaridade da solução diluída pode ser calculada usando o número de mols de

H^{+}

da solução original e o volume total após a diluição.

\begin{aligned} [H^{+}]_{f i n a l} & = \frac{{número de mols de H}^{+}}{L de solução} \\ = \frac{1, 0 \times 10^{- 5} {mol H}^{+}}{1, 0 L} \\ = 1, 0 \times 10^{- 5} M \end{aligned}

Passo 3: Calcular o $pH$ ‍ a partir de $[H^{+}]$ ‍

Finalmente, nós podemos usar a Eq. 1a para calcular o

pH

\begin{aligned} pH & = - \log [H^{+}] \\ = - log (1, 0 \times 10^{- 5}) \\ = 5, 0 \end{aligned}

O Método 2 nos fornece a mesma resposta do Método 1, viva!

No geral, o Método 2 apresenta alguns passos extras, mas ele pode ser sempre usado para encontrar mudanças no

pH

. O Método 1 é um atalho útil quando as mudanças na concentração ocorrem em múltiplos de

10

. O Método 1 pode ser usado como uma maneira rápida de estimar mudanças no

pH

Relação entre o $pH$ ‍ e a força do ácido

Com base na equação do

pH

, nós sabemos que o

pH

é relacionado a

[H^{+}]

. No entanto, é importante lembrar que o

pH

não está sempre relacionado diretamente a força do ácido.

A força de um ácido depende da quantidade do ácido que se dissocia em solução: quanto mais forte o ácido, maior a

[H^{+}]

em uma concentração dada do ácido. Por exemplo, uma solução de

HCl

, um ácido forte, de

1, 0 M

terá uma concentração maior de

H^{+}

do que uma solução de

HF

, um ácido fraco, de

1, 0 M

. Portanto, para as duas soluções de ácidos monopróticos de mesma concentração, o

pH

será proporcional à força do ácido.

De forma mais genérica, tanto a força do ácido quanto a concentração determinam o

[H^{+}]

. Portanto, nós não podemos sempre presumir que o

pH

de uma solução de um ácido forte será menor do que o

pH

de uma solução de um ácido fraco. A concentração do ácido importa também!

Resumo

Nós podemos fazer a conversão entre $[H^{+}]$ ‍ e $pH$ ‍ usando a seguinte equação:

$\begin{aligned} pH & = - \log [H^{+}] \\ [H^{+}] & = 10^{- pH} \end{aligned}$ ‍

Nós podemos fazer a conversão entre $[{OH}^{-}]$ ‍ e $pOH$ ‍ usando a seguinte equação:

$\begin{aligned} pOH & = - \log [{OH}^{-}] \\ [{OH}^{-}] & = 10^{- pOH} \end{aligned}$ ‍

Para cada aumento em um fator de $10$ ‍ na concentração de $[H^{+}]$ ‍, o $pH$ ‍ irá decrescer em $1$ ‍ unidade, e vice-versa.
Para qualquer solução aquosa a $25^{\circ} C$ ‍:

$pH + pOH = 14$ ‍.

Tanto a concentração quanto a força do ácido determinam os valores de $[H^{+}]$ ‍ e do $pH$ ‍.

[Créditos e referências]

Problema 1: cálculo do pH de uma solução de base forte a $25^{\circ} C$ ‍

Fazemos

200 mL

de uma solução com concentração molar de

{Ca(OH)}_{2}

igual a

0,025 M

. A solução é então diluída até chegar em

1, 00 L

por meio da adição de água.

Qual é o $pH$ ‍ da solução após a diluição?

[Dica 1]

[Dica 2]

[Dica 3]

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helena talyta
Publicado há há 8 meses. Link direto para a postagem “não entendi nada, de onde...” de helena talyta
não entendi nada, de onde vem esses numeros, pq a concentração de oh- é de 1'5
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(1 voto)
Resposta
- Jonathan Guimarães Gomes
  Publicado há há 6 meses. Link direto para a postagem “por conta da proporção de...” de Jonathan Guimarães Gomes
  por conta da proporção de mols de OH-. Se tínhamos 0,050 M de OH- para cada 200ml e acrescentamos 800ml de água e a quantidade de OH- permanecendo a mesma, teremos uma proporção menor de OH-.
  Como se aumentou de 200 ml para 1000 (1L), temos 5x mais. Como não foi adicionado OH-, a proporção de OH- vai ser 5x menos.
  Botão para a página de cadastro
  (1 voto)

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Biblioteca de Química

Curso: Biblioteca de Química > Unidade 13

pH, pOH, e a escala pH

Principais pontos

Introdução

Definições de $pH$ ‍ e $pOH$ ‍

Relacionando $[H^{+}]$ ‍ e $pH$ ‍

Relacionando $[{OH}^{-}]$ ‍ e $pOH$ ‍

Relacionando $pH$ ‍ e $pOH$ ‍

Exemplo 1: Calcular o $pH$ ‍ de uma solução de uma base forte

Etapa 1: calcular a concentração molar do $NaOH$ ‍

Etapa 2: calcular a $[{OH}^{-}]$ ‍ com base na dissociação do $NaOH$ ‍

Etapa 3: calcular o $pOH$ ‍ a partir da $[{OH}^{-}]$ ‍ usando a Eq.2a

Etapa 4: calcular o $pH$ ‍ a partir do $pOH$ ‍ usando a Eq.3

A escala de $pH$ ‍: Soluções ácidas, básicas e neutras

Exemplo $2$ ‍: Determinando o $pH$ ‍ de uma solução diluída de um ácido forte

Método 1. Usar propriedades da escala do log

Método 2. Usar o número de mols de $H^{+}$ ‍ para calcular o $pH$ ‍

Passo 1: Calcular o número de mols de $H^{+}$ ‍

Passo 2: Calcular a molaridade de $H^{+}$ ‍ após a diluição

Passo 3: Calcular o $pH$ ‍ a partir de $[H^{+}]$ ‍

Relação entre o $pH$ ‍ e a força do ácido

Resumo

Problema 1: cálculo do pH de uma solução de base forte a $25^{\circ} C$ ‍

Quer participar da conversa?

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Curso: Biblioteca de Química > Unidade 13

Principais pontos

Introdução

Definições de pH‍ e pOH‍

Relacionando [H+]‍ e pH‍

Relacionando [OH−]‍ e pOH‍

Relacionando pH‍ e pOH‍

Exemplo 1: Calcular o pH‍ de uma solução de uma base forte

Etapa 1: calcular a concentração molar do NaOH‍

Etapa 2: calcular a [OH−]‍ com base na dissociação do NaOH‍

Etapa 3: calcular o pOH‍ a partir da [OH−]‍ usando a Eq.2a

Etapa 4: calcular o pH‍ a partir do pOH‍ usando a Eq.3

A escala de pH‍ : Soluções ácidas, básicas e neutras

Exemplo 2‍ : Determinando o pH‍ de uma solução diluída de um ácido forte

Método 1. Usar propriedades da escala do log

Método 2. Usar o número de mols de H+‍ para calcular o pH‍

Passo 1: Calcular o número de mols de H+‍

Passo 2: Calcular a molaridade de H+‍ após a diluição

Passo 3: Calcular o pH‍ a partir de [H+]‍

Relação entre o pH‍ e a força do ácido

Resumo

Problema 1: cálculo do pH de uma solução de base forte a 25∘C‍

Quer participar da conversa?

Definições de $pH$ ‍ e $pOH$ ‍

Relacionando $[H^{+}]$ ‍ e $pH$ ‍

Relacionando $[{OH}^{-}]$ ‍ e $pOH$ ‍

Relacionando $pH$ ‍ e $pOH$ ‍

Exemplo 1: Calcular o $pH$ ‍ de uma solução de uma base forte

Etapa 1: calcular a concentração molar do $NaOH$ ‍

Etapa 2: calcular a $[{OH}^{-}]$ ‍ com base na dissociação do $NaOH$ ‍

Etapa 3: calcular o $pOH$ ‍ a partir da $[{OH}^{-}]$ ‍ usando a Eq.2a

Etapa 4: calcular o $pH$ ‍ a partir do $pOH$ ‍ usando a Eq.3

A escala de $pH$ ‍: Soluções ácidas, básicas e neutras

Exemplo $2$ ‍: Determinando o $pH$ ‍ de uma solução diluída de um ácido forte

Método 2. Usar o número de mols de $H^{+}$ ‍ para calcular o $pH$ ‍

Passo 1: Calcular o número de mols de $H^{+}$ ‍

Passo 2: Calcular a molaridade de $H^{+}$ ‍ após a diluição

Passo 3: Calcular o $pH$ ‍ a partir de $[H^{+}]$ ‍

Relação entre o $pH$ ‍ e a força do ácido

Problema 1: cálculo do pH de uma solução de base forte a $25^{\circ} C$ ‍