Conceito de pH e pOH

Segundo a teoria de Arrhenius, os ácidos são compostos que reagem com água e sofrem ionização, originando como único cátion o hidrônio (H₃O⁺_(aq)). Já as bases são compostos que, em meio aquoso, sofrem dissociação iônica, liberando como único ânion a hidroxila (OH^-_(aq)).

Mas existem várias substâncias diferentes no cotidiano, além de soluções químicas usadas em laboratórios e indústrias que apresentam diferentes níveis de acidez e basicidade. Só para citar um exemplo, o café é ácido, mas quase todos sabem que o ácido sulfúrico é um ácido bem mais forte que o café. Assim, para medir o grau de acidez e de basicidade das soluções, foram criadas as escalas de pH e pOH, respectivamente.

A sigla pH significa potencial (ou potência) hidrogeniônico e indica o teor de íons hidrônio (H₃O⁺_(aq)) livres por unidade de volume da solução. Quanto mais hidrônios houver no meio, mais ácida será a solução. Por consequência, podemos dizer que quanto mais íons OH^-_(aq) houver no meio, mais básica ou alcalina será a solução.

Em uma solução aquosa, sempre há esses dois íons (H₃O⁺ e OH^-), pois a própria água sofre uma autoionização. Veja:

2 H₂O ↔ H₃O⁺ e OH^-

Assim, para ser ácida, uma solução deve ter uma concentração maior de cátions H₃O⁺ do que de OH^- livres em seu meio, e o contrário ocorre com as soluções básicas.

Ácidas: [H₃O⁺] > [OH^-]
Básicas: [H₃O⁺] < [OH^-]

No caso da água, a quantidade desses íons no meio é igual ([H₃O⁺] = [OH^-]), por isso, ela é neutra.

Isso nos ajuda a entender melhor a escala de pH, que costuma ser usada entre os valores de 0 a 14, em temperatura de 25ºC. A temperatura precisa ser especificada porque ela altera a quantidade de íons no meio. Se aumentarmos a temperatura, por exemplo, a energia das partículas também aumentará. Por isso, elas se movimentarão mais rápido, o que resultará em um maior número de choques entre elas e, portanto, em uma maior quantidade de íons produzidos.

Veja a escala de pH a seguir e algumas soluções do cotidiano com o seu pH aproximado:

Escala de pH com exemplos de soluções com pH próximo ao indicado

Quanto menor o valor do pH, mais ácida é a solução, pois a escala de pH é definida como o logaritmo negativo da concentração de íons H₃O⁺, ou H⁺, na base 10. Veja como ele pode ser determinado a seguir:

colog [H⁺] = - log [H⁺]
pH = - log [H⁺]
[H⁺] = 10^-pH, em mol/L

Se temos uma solução de concentração igual a 0,01 mol . L^1-, por exemplo, isso quer dizer que seu pH é igual a 3. Veja:

0,01 mol . L^1-= 10^-2 mol . L^1-
10^-2 mol de H₃O¹⁺ ---------- 1000 mL
pH = - log [H₃O¹⁺]
pH = - log [10^-2]
pH = - (-2)
pH = 2

Os cálculos acima também nos levam à conclusão de que, a cada unidade de pH diminuída, a solução fica com 10 vezes menos íons H₃O⁺. Se temos uma solução com pH igual a 2 e outra com pH igual a 3, por exemplo, a primeira possui dez vezes mais íons hidrônio do que a segunda.

Agora vamos falar sobre o pOH ou potencial hidroxiliônico. Essa escala refere-se à concentração dos íons OH^- na solução. Analogamente ao cálculo que mostramos para o pH, temos para o pOH:

pOH = - log [OH^-]
[OH^-] = 10^-pOH, em mol/L

Voltando à autoionização da água, temos que a água destilada (totalmente pura) possui pH igual a 7, por isso, é neutra. Dessa forma, o seu pOH também é igual a 7, pois, conforme dito, a concentração desses dois íons na água é igual. À temperatura ambiente de 25ºC, o K_w (produto iônico da água) é igual a 1,0 . 10^-14 (mol/L)². Sendo assim, chegamos à seguinte conclusão para a água:

K_w = [H⁺] . [OH^-] = 1,0 . 10^-14 mol/L
[H⁺] = [OH^-] = 1,0 . 10^-7 mol/L

pH = - log [H⁺]                        pOH = - log [OH^-]
pH = - log 1,0 . 10^-7                     pOH = - log 1,0 . 10^-7
pH = 7                                    pOH = 7

Visto que, como mostrado acima, [H⁺] . [OH^-] = 1,0 . 10^-14 mol/L, então, em todos os casos, sejam as soluções ácidas, básicas ou neutras, a soma do pH com o pOH sempre resuta em um total de 14. Veja como isso é verdadeiro quando aplicamos o fator (-log) nos dois lados da equação:

- log ([H⁺] . [OH^-]) = - log 1,0 . 10^-14
- log [H⁺] - log[OH^-] = 14
pH + pOH = 14

Se temos uma solução ácida, por exemplo, com pH igual a 4, sabemos que o seu pOH é igual a 10. Os valores de 0 a 14 da escala de pH podem ser medidos precisamente por meio de um equipamento chamado pHmetro (também chamado de peagômetro).

PHmetro usado em laboratório para medir o pH de uma solução básica

Porém, em muitos casos, são utilizados também indicadores ácido-base, ou seja, substâncias que mudam de cor de acordo com o pH da solução. Um indicador ácido-base sintético, por exemplo, é a fenolftaleína, que apresenta cor rosa quando está em contato com um meio básico, mas fica incolor se o meio é ácido.

Outros dois indicadores são o papel de tornassol, que fica vermelho na presença de ácidos e azul na presença de bases, e o indicador universal, que apresenta cores diferentes para cada valor de pH.

Exemplos de indicadores ácido-base sintéticos

Para saber mais sobre esses e outros indicadores, leia o texto Indicadores ácido-base.