Mostrar código-fonte de PH

{{ver desambiguação}}
{{Mais notas|ciência=sim|data=julho de 2016}}
{{minúscula|título=pH}}
{{Ácidos e bases}}
Em [[química]], '''pH''' é uma escala numérica [[adimensional]] utilizada para especificar a acidez ou basicidade de uma [[solução aquosa]]. A rigor, o pH é definido como o [[b:Matemática_elementar/Logaritmos#Cologaritmos|cologaritmo]] da [[atividade (química)|atividade]] de íons hidrônio.<ref name=":0" /> Podemos aproximar o cálculo do pH usando a concentração molar o íon hidrônio ao invés da atividade hidrogeniônica. A [[água]] pura apresenta pH 7 a 25 °C, pois apresenta a mesma quantidade de íons [[hidrônio]] e [[hidróxido]] vindos da [[Autoionização da água|auto ionização da água]]. As soluções com valores de pH menor que 7 são [[ácido|ácidas]] pois apresentam quantidade maior de íons hidrônio e soluções com valores maiores do que 7 são [[base (química)|básicas]] pois apresentam quantidade menor de íons hidrônio em relação aos íons hidróxido. Embora não seja habitual, a escala pode assumir valores abaixo de zero (negativos ou acima de catorze quando se tratando de bases ou ácidos muito fortes.<ref name=":0">{{Citar web|url=https://goldbook.iupac.org/P04524.html|titulo=IUPAC Gold Book - pH|acessodata=2017-02-12|obra=goldbook.iupac.org}}</ref><ref>{{citar periódico|ultimo=Buck|primeiro=R. P.|titulo=MEASUREMENT OF pH. DEFINITION, STANDARDS, AND PROCEDURES|jornal=Pure Appl. Chem.|doi=|url=https://www.iupac.org/publications/pac/2002/pdf/7411x2169.pdf|acessadoem=12 de fevereiro de 2017}}</ref><ref>{{citar periódico|último1 = Lim |primeiro1 = Kieran F. |ano= 2006 |título= Negative pH Does Exist | url = http://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed083p1465 |periódico= Journal of Chemical Education | volume = 83 |número= 10 |páginas= 1465 | doi=10.1021/ed083p1465}}</ref> pH é um número e não deve ser confundido com as qualidades neutro, ácido ou básico. Podemos dizer que o pH está baixo ou que o meio está ácido mas não podemos dizer que o pH está ácido. As medidas de pH são importantes em diversas outras áreas de conhecimento além da química, como [[agricultura]], [[agronomia]], [[biologia|aquicultura, biologia]], [[engenharia]]s ([[Engenharia de alimentos|alimentícia]], [[Engenharia do ambiente|ambiental]], [[Engenharia civil|civil]], [[Engenharia florestal|florestal]], [[Engenharia química|química]], [[Engenharia de materiais|materiais]]), [[medicina]], tratamento e purificação de água e muitas outras aplicações.

== Definição ==
'''''Nota''': por razões históricas, será mantida a convenção de representar o hidrogênio iônico como'' H<sup>+</sup>''. Ressalta-se que a espécie química efetivamente presente nas soluções aquosas é o íon hidrônio,'' [H<sub>3</sub>O]<sup>+</sup>''.''
:<math>\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{a}_{H^+} \right]</math>

Sendo que <math>\mbox{a}_{H^+}</math> representa a atividade em mol · dm<sup>−3</sup>.<br />Em soluções diluídas (abaixo de 0,1&nbsp;mol · dm<sup>−3</sup>), os valores da atividade aproximam-se dos valores da concentração, permitindo que a equação anterior seja reescrita:

:<math>\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{H}^+ \right]</math>

Uma solução ácida tem uma alta concentração de íons de hidrogênio H<sup>+</sup>, maior do que a da água pura. Soluções básicas tem uma concentração de H<sup>+</sup> menor do que a da água pura.<ref>{{Citar web|url=https://pt.khanacademy.org/science/biology/water-acids-and-bases/acids-bases-and-ph/a/acids-bases-ph-and-bufffers|titulo=Khan Academy|acessodata=2017-12-05|obra=Khan Academy|lingua=pt}}</ref>

== Histórico ==
O termo "pH" foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês [[Søren Peter Lauritz Sørensen]] com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas (à época trabalhava no [[Laboratório Carlsberg]], da [[Carlsberg Group|cervejaria homônima]]). A grafia original tinha o "H" como subscrito: p<sub>H</sub>.<ref name="myers">{{citar periódico|último1 =Myers|primeiro1 =Rollie J.|título=One-Hundred Years of pH|periódico=Journal of Chemical Education|volume=87|página=30|ano=2010|doi=10.1021/ed800002c|bibcode = 2010JChEd..87...30M }}</ref>

Não há consenso sobre a origem exata do "p" em "pH" sendo especulativa. Já foi sugerido que vem do [[língua alemã|alemão]] ''Potenz'', que significa "poder de concentração", ou do [[língua francesa|francês]] ''puissance'' (que também significa "poder" ou "potencial", baseado no fato de que o Laboratório Carlsberg era francófono). Às vezes é referido do [[latim]] ''pondus hydrogenii''. Também sugere-se que Sørensen usava as letras "p" e "q" (comuns na matemática) simplesmente para se referir à "solução de teste" e à "solução de referência".<ref name="myers" /> Portanto, o uso do termo potencial do hidrônio e termos correlatos não é recomendado por não ser oficial, não estar nos livros didáticos e também por gerar confusão em relação ao [[Potencial padrão de eletrodo|potencial padrão]] do [[hidrônio]].

Atualmente, o "p" minúsculo é usado na química para se referir a [[cologaritmo]]s decimais (como em p''K''<sub>a</sub>, que expressa uma [[constante de acidez]]).

== Medida de pH ==
O pH pode ser determinado usando um [[medidor de pH]] (também conhecido como pHmetro) que consiste em um [[eletrodo]] acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um [[voltímetro]] com uma escala que converte o valor de potencial eletrodo em unidades de pH. Este tipo de [[elétrodo]] é conhecido como [[eletrodo de vidro]], que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo".

A pH pode ser determinado indiretamente pela adição de um [[indicador de pH]] na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a [[fenolftaleína]], o [[alaranjado de metila]] e o [[azul de bromofenol|azul de bromotimol]].

Outro indicador de pH muito usado em laboratórios é o chamado [[papel de tornassol]] (papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente básica (quando ele fica azul).

Embora o valor do pH compreenda uma faixa de 0 a 14 unidades, estes não são os limites para o pH. São possíveis valores de pH acima e abaixo desta faixa, como, por exemplo, uma solução que fornece pH = -1,00, apresenta matematicamente -log [H<sup>+</sup>] = -1,00, ou seja, [H<sup>+</sup>] = 10&nbsp;mol L<sup>−1</sup>. Este é um valor de concentração facilmente obtido em uma solução concentrada de um [[ácido forte]], como o [[HCl]].

[[Imagem:Hydrangea macrophylla - Hortensia hydrangea.jpg|thumbnail|A [[Hydrangea macrophylla]] tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são azuis, enquanto em solos alcalinos são cor-de-rosa.<ref>{{Citar web |url=http://hgic.clemson.edu/factsheets/HGIC1067.htm |titulo=Cópia arquivada |acessodata=2005-06-30 |arquivourl=https://web.archive.org/web/20071013011010/http://hgic.clemson.edu/factsheets/HGIC1067.htm |arquivodata=2007-10-13 |urlmorta=yes }}</ref>]]

== pOH ==
O pOH é algumas vezes utilizado para medir a concentração de íons OH<sup>-</sup>, ou alcalinidade de uma solução. A partir da [[Autoionização da água#Concentração e frequência|constante de dissociação da água]] (K<sub>w</sub>), pode-se determinar a relação entre [H<sup>+</sup>] e [OH<sup>-</sup>]. Pela definição:
:<math>K_w = [H^+] [OH^-]</math>

A constante K<sub>w</sub> tem valor 10<sup>-14</sup> mol/L a 25 °C. Ao aplicar logaritmos, obtém-se a relação entre pH e pOH:

:<math>pK_w = pH + pOH = 14</math>

Portanto, pOH ≈ 14 - pH, em condições ambientes. Esta relação não é estritamente válida em outras circunstâncias, como na medida de [[Alcalinização do solo|alcalinidade do solo]].

É importante ressaltar que K<sub>w</sub> varia com a temperatura e a pressão. Portanto, o valor de ''p''K<sub>w</sub> a ser utilizado na expressão acima deve ser ajustado caso a temperatura e/ou a pressão não correspondam a 25 °C e 1 atm.<ref>{{citar web|url=http://www.iapws.org/relguide/Ionization.pdf|titulo=Release on the Ionization Constant of H2O|data=Agosto de 2007|publicado=Lucerne: The International Association for the Properties of Water and Steam.|ultimo=|primeiro=}}</ref>

== Cálculo de pH de algumas soluções aquosas ==
O valor de pH de uma solução pode ser estimado se for conhecida a concentração em íons H<sup>+</sup>. Apresentam-se em seguida vários exemplos:

=== Solução aquosa de ácido clorídrico 0,1 mol L<sup>-1</sup> ===
{{Artigo principal|ácido clorídrico}}
Esta é uma solução de um [[ácido forte]], por isso, o HCl presente estará completamente [[ionização|ionizado]]. Como a concentração é de apenas 0,1&nbsp;mol L<sup>−1</sup>, ele está suficientemente diluído para que os valores de sua atividade sejam próximos ao de sua concentração. Sendo assim, pode-se obter o pH pela expressão abaixo:

[H<sup>+</sup>] = 0,1&nbsp;mol L<sup>−1</sup><br />Então:  pH = -log[0,1] = 1.

=== Solução aquosa de hidróxido de sódio 0,1 mol L<sup>-1</sup> ===
{{Artigo principal|hidróxido de sódio}}
Esta é uma solução de uma [[base forte]], sendo assim, o [[NaOH]] presente está completamente [[dissociação (química)|dissociado]]. Como sua concentração é de apenas 0,1&nbsp;mol L<sup>−1</sup>, ele está suficientemente diluído para que seu valor de atividade seja próximo ao da concentração. Sendo assim:

[OH<sup>-</sup>] = 0,1&nbsp;mol L<sup>−1</sup>
{| class="wikitable"
|+<sup>Alguns valores comuns de pH</sup>
!<sup>Substância</sup>
!<sup>pH</sup>
|-
|<sup>[[Ácido sulfúrico|Ácido de bateria]]</sup>
|<sup>< 1,0</sup>
|-
|<sup>[[Suco gástrico]]</sup>
|<sup>1,0 - 3,0</sup>
|-
|<sup>Sumo de [[limão]]</sup>
|<sup>2,2 - 2,4</sup>
|-
|<sup>Refrigerante tipo cola</sup>
|<sup>2,5</sup>
|-
|<sup>[[Vinagre]]</sup>
|<sup>2,4-3,4</sup>
|-
|<sup>Sumo de [[Citrus x sinensis|laranja]] ou [[maçã]]</sup>
|<sup>3,5</sup>
|-
|<sup>[[Cerveja]]s</sup>
|<sup>4,0 - 5,0</sup>
|-
|<sup>[[Cafeeiro|Café]]</sup>
|<sup>5,0</sup>
|-
|<sup>[[Chá]]</sup>
|<sup>5,5</sup>
|-
|<sup>[[Chuva ácida]]</sup>
|<sup>< 5,6</sup>
|-
|<sup>[[Saliva]] <small>pacientes com [[câncer]] (cancro)</small></sup>
|<sup>4,5 - 5,7</sup>
|-
|<sup>[[Leite]]</sup>
|<sup>6,3 - 6,6</sup>
|-
|<sup>[[Água]] pura</sup>
|<sup>7,0</sup>
|-
|<sup>[[Saliva]] [[humana]]</sup>
|<sup>6,5 - 7,5</sup>
|-
|<sup>[[Sangue]] [[humano]]</sup>
|<sup>7,35 - 7,45</sup>
|-
|<sup>Água do [[mar]]</sup>
|<sup>8,0</sup>
|-
|<sup>[[Sabão|Sabonete]] de mão</sup>
|<sup>9,0 - 10,0</sup>
|-
|<sup>[[Amoníaco]]</sup>
|<sup>11,5</sup>
|-
|<sup>"[[Água sanitária]]"</sup>
|<sup>12,5</sup>
|-
|<sup>[[Hidróxido de sódio|Hidróxido de sódio (soda cáustica)]]</sup>
|<sup>13,5</sup>
|}
Então: pOH = -log[0,1] = 1.

Pela relação entre pH e pOH, tem-se:

pH + pOH = 14<br />pH = 14-1 = 13

=== Solução aquosa de ácido fórmico 0,1 mol L<sup>-1</sup> ===
{{Artigo principal|ácido fórmico}}
Esta é uma solução de um [[ácido fraco]], que por sua vez, não está completamente ionizado. Por isso deve-se determinar primeiro a concentração de H<sup>+</sup>.

Para ácidos fracos deve-se considerar a constante de dissociação do ácido (K<sub>a</sub>):

:K<sub>a</sub> = [H<sup>+</sup>][HCOO<sup>-</sup>] / [HCOOH]

A constante de dissociação do ácido fórmico tem o valor de K<sub>a</sub> = 1,6 × 10<sup>−4</sup>. Assim, considerando que [A<sup>-</sup>] 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<sup>+</sup> é o ácido, assim [H<sup>+</sup>] = [A<sup>-</sup>]. Substituindo as variáveis obtém-se:

:<math>1,6\times 10^{-4} = \frac{x^2}{0,1-x}</math>

A solução é:

[H<sup>+</sup>] = ''x'' = 3,9 × 10<sup>−3</sup>.

Através da definição de pH, obtém-se:<br /> pH = -log[3,9 × 10<sup>−3</sup>] = 2,4

== Ver também ==
* [[Indicador de pH]]
* [[pHmetro]]
* [[Dureza da água]]

{{referências}}

=== Bibliografia ===
* LIDE, David R. (ed.), TAYLOR and FRANCIS. ''CRC Handbook of Chemistry and Physics''. 88.ed (Internet version 2008). Boca Raton, FL. Disponível em: [http://www.hbcpnetbase.com HBCPnetbase]. Acesso em: 1 mai 2008.
* HARRIS, D. C. Medida do pH com um eletrodo de vidro. In: ______. ''Análise Química Quantitativa''. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005. cap. 15-5, p.&nbsp;312-319.

== Ligações externas ==
{{Correlatos
|commons         =
|commonscat      = pH
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|wikilivros      = Bioquímica/pH, pKa e soluções tampão
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|wikcionario     = pH
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|wikiversidade   =
|meta            =
}}
* [http://aquarismo.wiki.br/index.php?title=PH pH no Aquarismo]{{Ligação inativa|data=maio de 2019 }}
* [http://www2.iq.usp.br/docente/gutz/Curtipot.html Planilha para fazer estes e outros cálculos de pH]
* {{Link|en|2=http://www.chembuddy.com/?left=pH-calculation&right=toc |3=Mais sobre estimativa de pH...}}

{{Portal3|Química}}

[[Categoria:Química dos ácidos e bases]]
[[Categoria:Química do equilíbrio]]
[[Categoria:Unidades de medida]]
[[Categoria:Escalas logarítmicas de medição]]