pH (Potencial Hidrogeniônico) e pOH (Potencial Hidroxiliônico) são escalas de medição de [H+] e [OH-], respectivamente, numa solução aquosa (1).
Foram criadas pelo bioquímico dinamarquês Sörensen, que considerava a representação direta de [H+] (quase sempre potências negativas de 10) desnecessárias.
Criou então o pH. O símbolo p indica o uso de –log (2). Assim, para transformar [H+] em pH utiliza-se “pH = –log [H+]”.
Por analogia, criou-se então o pOH, que de maneira similar é calculada por “pOH = –log [OH-]”.
Assim, da mesma maneira que [H+] . [OH-] sempre resulta 10-14 (3), o pH de uma solução aquosa somado de seu pOH resulta em 14 : “pH + pOH = 14”.
Adiante explicaremos mais sobre essas escalas, equilíbrio iônico da água, ácidos, bases, e todas suas utilizações e presenças no cotidiano.
Equilíbrio Iônico da Água
Através do cálculo da concentração molar de água, e da mesma após reagir em solução aquosa com uma substância qualquer, percebe-se que “a concentração de um solvente permanece praticamente constante, mesmo que ele participe de uma reação química que ocorra entre espécies nele dissolvidas” (2).
Dá-se então o processo reversível conhecido como equilíbrio de auto-ionização da água:
H2O(l) ? H+(aq) + OH-(aq)
Assim, ao calcularmos a constante de equilíbrio da água:
Kc = [H+] . [OH-]
[H2O]
Podemos ignorar [H2O], já que ele é constante, e juntá-lo a Kc, criando Kw, ou “produto iônico da água”:
Kw = [H+] . [OH-]
Como constante de equilíbrio, o valor de Kw varia com a temperatura (4):
0°C = 0,11 . 10-14
10°C = 0,29 . 10-14
20°C = 0,68 . 10-14
25°C = 1,00 . 10-14 ? valor padrão
30°C = 1,47 . 10-14
40°C = 3,02 . 10-14
60°C = 9,33 . 10-14
Esta é claramente uma relação inversamente proporcional (1), ou seja, quanto maior o valor de [H+], menor o de [OH-] e vice-versa.
Considerando a água líquida pura como um meio neutro, podemos definir Neutro, Ácido e Básico pela relação entre esses valores (2):
Meio neutro: [H+] = [OH-]
Meio ácido: [H+] > [OH-]
Meio básico: [H+] < [OH-]
Podemos então definir [OH-] ou [H+] sabendo apenas um desses valores, uma vez que, considerando o padrão de 25°C (1,00 . 10-14 ), [H+] . [OH-] será sempre igual a 10-14, convencionando assim a seguinte tabela:
[H+] = 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
[OH-] = 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-0
ÁCIDO?==================NEUTRO=================?BÁSICO
pH e pOH em Detalhe
Os valores de [H+] e [OH-] numa solução são em geral ao baixos, que são indicados por potências negativas de 10 (10-6, 10-9, 10-14...)
Então surge o bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sörensen (1868-1939).
“Durante sua pesquisa visando melhorar métodos de controle de qualidade da cerveja, (...) criou o conceito de pH” (2).
A idéia de Sörensen era de que era desnecessário explicitar os valores de [H+] em potências negativas de 10, quando usando expoentes de 10, era possível indicar essa concentração por valores positivos menores.
Para obter esse número, ele utilizou –log, da seguinte forma:
pH = –log [H+]
Foi escolhida a denominação pH (Potencial Hidrogeniônico), pois o símbolo p (potencial) é utilizado na Química para indicar –log (2).
Logicamente, surge também o pOH (Potencial Hidroxiliônico), que indica valores de [OH-]:
pOH = –log [OH-]
Assim, da mesma maneira que [H+] . [OH-] (produto iônico da água) é 10-14, pela lógica matemática:
–log [H+] –log [OH-] = 14
Isto é, o pH de uma solução diminuído de seu pOH sempre resultará 14.
Usando este valor como base, e baseando-se na tabela do produto iônico da água, criou-se a seguinte tabela:
pH = 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pOH =14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
ÁCIDO?=========NEUTRO==========?BÁSICO
Onde:
ÁCIDO: pH > pOH
NEUTRO: pH = pOH
BÀSICO (ou ALCALINO): pH < pOH
Em teoria, existem níveis de pH menores que 0 ou maiores que 14, mas abaixo de 0, [H+] passa a constituir um número mais simples que pH, o que quebra a função original da escala, que é a de simplificar os valores originais.
pH = -0,3 ? [H+] = 2 mol/L
Da mesma maneira, acima de 14, pOH se torna um valor mais complexo do que [OH-]:
pOH = -0,3 ? [OH-] = 2 mol/L
Utilização no Cotidiano
As utilizações do conhecimento de equilíbrio iônico, pH e pOH e das relações entre ácidos e bases são evidentes, principalmente por se tratar de um assunto de resultados mais macroscópicos e sensíveis do que a primeira vista pode parecer.
A seguir listaremos como o equilíbrio entre [H+] e [OH-] no organismo, na natureza e nas substâncias manufaturadas é importante, e também as variadas formas empregadas pelo homem para medir os níveis de ionização das substâncias.
“O esmalte do dente é constituído de um material muito pouco solúvel em água e cujo principal componente é a hidroxiapatita - Ca5(PO4)3OH, um composto iônico formado por íons Ca2+, PO4 3– e OH–.
Em um processo chamado desmineralização, uma quantidade muito pequena de hidroxiapatita pode se dissolver, em processo descrito pela equação:
Ca5(PO4)3OH(s) + H2O(l) ? 5Ca2+(aq) + 3PO4 3–(aq) + OH–(aq)
Esse processo é normal e ocorre naturalmente. O processo inverso, a mineralização, também é normal.
A mineralização e a desmineralização podem acontecer com rapidez diferentes. Durante a formação do dente (dentro do osso), ocorre somente a mineralização. Quando o dente é exposto ao meio bucal, a desmineralização passa a ocorrer. Nos adultos, por sua vez, os dois processos podem ocorrer com a mesma rapidez, isto é, atingem um equilíbrio. Este trab inteiro foi copiado de um site. Uma condição de equilíbrio acontece quando duas reações opostas entre si ocorrem com a mesma rapidez. No entanto, em crianças ou em adultos, se a concentração de ácidos torna-se muito elevada em um determinado ponto sobre a superfície do esmalte, a rapidez da desmineralização pode ser maior que a da mineralização, conduzindo à formação de uma cárie dentária.
Os principais fatores que determinam a estabilidade da apatita na presença da saliva são o pH e as concentrações dos íons cálcio, fosfato e flúor em solução. A concentração dos íons H3O+(aq), que altera o pH da saliva, é uma das principais responsáveis pela deterioração dos dentes. À medida que a placa bacteriana cresce, a concentração dos ácidos orgânicos produzidos pelas bactérias cresce, aumentando a concentração dos íons H3O+(aq), segundo a equação:
R-COOH(aq) + H2O(l) ?H3O+(aq)+ R-COO–(aq)
Os íons H3O+(aq) podem reagir com os íons OH–(aq), produzidos na desmineralização, levando à formação de água:
H3O+(aq) + OH–(aq) ® 2H2O(l)
Os íons OH–(aq) são essenciais no processo de mineralização; sua neutralização por íons H3O+(aq) reduz consideravelmente este processo.
Se a desmineralização se processa com uma dada rapidez e a mineralização em uma rapidez muito menor, o resultado é uma perda de material do dente.
O pH normal da boca é em torno de 6,8; a desmineralização torna-se predominante a um pH abaixo de 5,5. A diminuição do pH na boca pode ser causada diretamente pelo consumo de frutas ácidas e bebidas, ou indiretamente pela ingestão de alimentos contendo carboidratos fermentáveis que permitem produção de ácidos pelas bactérias.
No caso da ingestão de um refrigerante contendo açúcar, o pH da boca pode atingir um valor abaixo de 5,5 após 10 minutos. Ele retorna ao seu valor normal após uma hora, quando o açúcar é removido (ou consumido).”
(6)
pH de sobrevivências de algumas espécies (3):
Camarões, lagostas e outros crustáceos 5,8
Carpas e outros peixes de pequeno porte 5,4
Trutas 5,0
Piabas, percas e peixes de grande porte 4,5
Larvas e pequenos insetos 4,6
Caramujos 7,0
Lesmas, conchas e lacraias 5,5
Amebas 3,9
Paramécios 9,7
Lombrigas 8,0
pH de substânicas comums
Listagem em ordem crescente de acordo com (2) e (5)
Ácido de Bateria 1,0
Suco Gástrico 1,6 - 1,8
Suco de Limão 2,2 - 2,4
Neblina Ácida 2,5 - 3,5
Refrigerante 2,5 - 4,0
Suco de Laranja 2,6 - 4,4
Vinagre 3,0
Vinho 3,5
Água com Gás 4,0
Tomate 4,3
Cerveja 4,0 - 5,0
Queijo 4,8 - 6,4
Café 5,0
Saliva Humana 6,3 - 6,9
Leite de Vaca 6,6 - 6,9
Água de Piscina (ideal) 6,9 - 7,1
Água Pura 7,0
Sangue Humano 7,3 - 7,5
Lágrima 7,4
Clara de Ovo 8,0
Água do Mar 8,0
Xampu 8
Bicarbonato de Sódio 9
Sabonete 10
Leite de Magnésia 10,5
Água de Lavadeira 11
Limpador com Amônia 12
Limpa-forno 13 - 14
Formas de Medição
Aparelhos que medem níveis de pH de uma substância são denominados Potenciômetros ou pH-metros (lê-se “peagâmetros”).
O pH-metro mais comum é o denominado “Comparador de Cores”, utilizado para medir o nível de acidez da água de uma piscina ou reservatório através da cor resultante da mistura de água com 2 substâncias.
Uma vez detectado se o nível de pH da piscina está abaixo ou acima, utiliza-se bisulfato de sódio e ácido muriático para reduzir o nível, e barrilha ou soda cáustica para aumentá-lo
Há também os pH-metros automáticos, que consiste de um eletrodo de vidro e uma escala de leitura. Feito de um vidro muito fino, este eletrodo estabelece e mede a diferença de potencial entre a solução a ser medida, e a solução interna do eletrodo, que serve de referência. O potencial elétrico é então convertido para uma escala de valores de pH, que são então apresentados na escala de leitura. (7)
Equilíbrio e Controle
A maior importância no conhecimento de ácidos e bases é com certeza o fato de que o mais saudável para um ser vivo é o equilíbrio entre [H+] e [OH-], e que o aumento de um cancela as propriedades do outro e vice-versa.
Dessa maneira, controla-se a acidez do estômago, por exemplo, com efervescentes básicos, para acalmar a azia. Ou então evita-se a acidulação dos dentes com pastas de dente básicas, controla-se águas alcalinas com adição de ácidos, e assim por diante.
Dessa maneira pode-se controlar uma grande quantidade de processos no organismo e no meio-ambiente.
Referências
(1) “PARÚ”, Prof. Avelino, Curso de Química de 2° Grau (Apresentado ao 2º Ano D do Colégio Elias Moreira, 2005)
(2) PERUZZO, Tito Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do; Química: Na Abordagem do Cotidiano Vol.2 , Editora Moderna
(3) CARVALHO, Geraldo Camargo de; Química Moderna 2 . Editora Scipione
(4) VAZ, Renato Ribas; BAUAB, Taubatá; Positivo: Ensino Médio, 2ª série – 3° Bim. / Química . Curitiba: Posigraf, 2005.
(5) LEMBO, Antônio; Química: Realidade e Contexto Vol. 2 . Editora Ática
(6) http://sbqensino.foco.fae.ufmg.br/uploads/384/v13a01.pdf,
SILVA, Roberto R. da; FERREIRA, Geraldo A. Luzes; BAPTISTA, Joice de A.; DINIZ, Francisco Viana. A Química e a conservação dos dentes, Química Nova na Escola, n.13, p. 3-4, maio 2001.
(7) http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/experimental2/peagametro.html
(8) DOS REIS RODRIGUES, Tiago; http://www.recantodasletras.com.br/trabalhosescolares
(9) http://www.admbrasil.com.br/abnt.htm
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