Potencial hidrogeniônico e potencial hidroxiliônico
Talvez você não esteja acostumado a ouvir esses nomes, mas você já os conhece. São importantíssimo para a análise de alimentos, águas de piscinas e até mesmo cosméticos.
Quem são esse caras? Ninguém mais, ninguém menos, que o pH e o pOH. Assim como vimos o equilíbrio de reações, há, também, o equilíbrio iônico. Isso é uma escala de concentração de substância que usamos para comparar a acidez ou alcalinidade do meio. O nosso padrão, claro, é a água.
Sabemos que a água é uma substância covalente. Assim, ela faz um processo chamado auto-ionização, ou seja, se separa nos íons hidrônio (H3O^+) e hidroxila (OH^-).
Saiba mais: por que H3O^+ e não H^+?
A partir daí, temos o potencial hidrogeniônico e o potencial hidroxiliônico. Essa escala vai de 1 a 14, sendo que se uma substância tem pH= 7, ela é neutra. De 1 a 6, as substâncias são consideradas ácidas, e de 8 a 14 são consideradas básicas.
Saiba mais: por que o pH 7 é neutro?
Como se trata de uma situação de equilíbrio iônico, quanto maiores forem as concentrações do íon hidrônio, menores serão as concentrações do íon hidroxila, e vice versa.
Isso pode ser calculado, sim, por três maneiras. Não surtem ao verem os logaritmos, na verdade, eles são bem simples de serem usados e serão explicados mais detalhadamente.
- pH = - log [H3O]^+
Para esse primeiro método, trabalharemos com o cologaritmo do hidrônio. Quando usamos esse método e quando fazemos isso?
Exemplo: Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 2 x 10^-5 mol/L? Dado: log 2 = 0,3.
O que temos aqui, substituindo com as informações que nos foram fornecidas:
pH= - log [H3O^+]
pH = - log 2 x 10^-5
Só precisamos lembrar de uma propriedade dos logaritmos: quando temos uma multiplicação, podemos desmembrar e fazer dela uma adição. Assim:
pH = - (log 2 + log 10^-5)
Como ambos tem base 10:
pH = - (0,3 -5)
pH = 4,5.
Esse método é utilizado quando temos a concentração hidrogeniônica (mol/L). Normalmente, é fornecido o valor de algum logaritmo, portanto, não é algo que você precise decorar.
- [H3O^+] = 10^-pH
Se dermos uma olhada nas propriedades dos logaritmos, veremos que esse segundo método não é muito diferente do primeiro. A propriedade em questão é esta: log x = y e 10^y = x. Com o mesmo exemplo, vamos resolver o mesmo problema, mas por esse método. Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 2 x 10^-5 mol/L? Dado: log 2 = 0,3.
Com essa nova fórmula, temos:
[H3O^+] = 10^-pH
Em que [H3O^+] é a concentração hidrogeniônica. Temos que:
2 x 10^-5 = 10^ - pH
Para podermos cancelar a base 10, passamos para os logaritmos:
Log 2 + log 10^-5 = 10^-pH
Temos que log de 2 = 0,3, que é 10^0,3
10^0,3+ 10^-5 = 10^- pH
10^-4,7 = 10^ - pH
Anulando a base:
- 4,7 = - pH
pH = 4,7
- pH = M x α
Para esse terceiro método, precisamos ter a concentração molar (quando esta não é fornecida, considera-se 100%) e o grau de ionização (também considerar 100%, se não for dado).
Exemplo: qual é a concentração molar de um ácido com ph = 4?
Nesse problema, já nos foi fornecido o valor do ph: 4.
Sabemos que:
[H3O]^+ = 10 ^-pH
[H3O]^+ = 10 ^-4
Com isso, passamos para a concentração molar:
pH = M x α
10^-4 = M x 1 (pois 100%, aqui, equivale a 1)
M = 10^-4
Temos, ainda, uma outra fórmula, talvez até a mais importante:
p[H3O^+] + p [OH^-] = 14
Com essas mesmas fórmulas, podemos calcular o potencial hidroxiliônico:
[OH^-] = 10^-pH
p[OH^-] = - log [OH^-]
[OH^-] = M x α
É importantíssimo lembrar que, para calcular o p[H3O]^+ de um meio básico, deve-se primeiro calcular o p[OH]^- e depois converter através da fórmula p [H3O^+] + p [OH^-] = 14
Quando o pH variar negativamente na escala, por exemplo, de 4 para 3, teremos um aumento de 10 vezes na concentração de H3O^+, e assim por diante. Se variar de 4 para 2, será um aumento de 1.000 na concentração de H3O^+. Da mesma forma, se o pH aumentar de 4 para 5, teremos uma diminuição de 10 vezes na concentração de H3O^+. De maneira contrária, isso vale para a hidroxila (se o pH aumenta, a concentração de OH^- aumenta, se o pH diminui, a concentração de OH^- diminui).
Saiba mais: titulação e indicadores ácido-base
Resumindo:
Texto por: Giovana Bagnara Luisi
Estudante de Química
Referências:
(TITO), Francisco Miragaia Peruzzo; CANTO, Eduardo Leite do. Química: na abordagem do cotidiano. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2007. 760 p.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 1026 p. Tradução técnica: Ricardo Bicca Alencastro.