PH

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O título dado a este artigo encontra-se incorrecto devido a limitações técnicas. O título correcto é pH .

Alguns valores comuns de pH
Substância	pH
Ácido de bateria	<1.0
Suco gástrico	2.0
Sumo de limão	2.4
Cola (refrigerante)	2.5
Vinagre	2.9
Sumo de laranja ou maçã	3.5
Cerveja	4.5
Café	5.0
Chá	5.5
Chuva ácida	< 5.6
Saliva pacientes com câncer (cancro)	4.5-5.7
Leite	6.5
Água pura	7.0
Saliva humana	6.5-7.4
Sangue	7.34 - 7.45
Água do mar	8.0
Sabonete de mão	9.0 - 10.0
Amônia caseira	11.5
Cloro	12.5
Hidróxido de sódio caseiro	13.5

O valor do pH é um número aproximado entre 0 e 14 que indica se uma solução é ácida (pH<7), neutra (pH=7), ou básica/alcalina (pH>7).

Índice

1 Definição
2 Medida de pH
3 pOH
4 Cálculo de pH de algumas soluções aquosas
5 Ligações externas

[editar] Definição

pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'potencial hidrogeniônico'.

Essa grandeza (potencial hidrogeniônico) é um índice que indica o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer.

O conceito foi introduzido por S. P. L. Sørensen em 1909. O "p" vem do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o "H" é para o íon de hidrogênio (H⁺).

Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii.

O "p" equivale ao simétrico do logaritmo(cologarítimo) de base 10 da a[c]tividade dos íons a que se refere, ou seja,

$\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{H}^+ \right]$

em que [H⁺] representa a actividade de H⁺ em mol/dm³.

[editar] Medida de pH

O pH pode ser determinado:

por adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia constante o pH da solução.
usando um medidor de pH acoplado a um elétrodo de pH. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de tensão do elétrodo de pH em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é chamado "íon seletivo"

Um indicador é usado para medir o pH de uma substância. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromofenol.

A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são azuis, enquanto que em solos alcalicos são rosa [1]

[editar] pOH

Do mesmo modo pode-se definir o pOH em relação à concentração de íons OH^-. A partir da constante de dissociação da água que tem o valor de 10^-14 à temperatura de 298 K (25°C), pode-se determinar a relação entre o pOH e o pH. Assim pela definição de K_w tem-se a relação entre as duas atividades:

K_w =[H⁺][OH^-]

Ao aplicar logaritmos, obtém-se a relação entre o pH e o pOH:

pK_w=pH+pOH=14

E quando provoca a chuva ácida atinge um ph próximo a 5,6.

[editar] Cálculo de pH de algumas soluções aquosas

Fazer log de [H+]

O valor de pH de uma solução pode ser estimado se souber a concentração em íons H⁺. Apresentam-se em seguida vários exemplos:

Solução aquosa de Ácido clorídrico (HCl) 0,1M:

Este é um ácido forte, por isso encontra-se completamente dissociado e encontra-se suficientemente diluído para que a atividade seja próxima da concentração. Assim [H⁺]=0,1 M e pH=-log[0,1]=1.

Solução aquosa de hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1M:

Esta é uma base forte, por isso encontra-se completamente dissociada e encontra-se suficientemente diluída para que a atividade seja próxima da concentração. Assim [OH^-]=0,1 M e pOH=-log[0,1]=1. Logo pH=14-1=13

Solução aquosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1M:

Este é um ácido fraco, que não está completamente dissociado. Por isso deve-se determinar primeiro a concentração de H⁺.

Para ácidos fracos deve-se ter em conta a constante de dissociação do ácido:

K_a = [H⁺][A^-] / [HA]

A constante de dissociação do ácido fórmico tem o valor de K_a = 1,6 × 10⁻⁴. Assim considerando que [A^-]é igual a x, [HA] há-de ser a parte que não se dissociou, ou seja 0,1-x. Se desprezarmos a ionização da água, concluímos que a única fonte de H⁺ é o ácido, assim [H⁺]=[A^-]. Substituindo as variáveis obtém-se:

$1.6\times 10^{-4} = \frac{x^2}{0.1-x}$