Como calcular o pH de um ácido forte

Se você deseja ter sucesso na química, precisa entender os ácidos e as bases. Você não deve apenas entender o que são esses compostos e como se comportam em solução, mas também ser capaz de realizar cálculos simples de pH e entender por que o comportamento de ácidos fortes simplifica cálculos envolvendo estes substâncias.

Para começar, você deve saber que em química, concentração é freqüentemente expresso em moles por unidade de volume, geralmente litros (mol / L) ao invés de unidades de massa por litro. O número de gramas em 1 mol de uma substância pode ser determinado a partir das massas molares ou pesos moleculares de seus átomos constituintes, disponíveis na tabela periódica dos elementos.

• A quantidade mol / L é geralmente escrita como o símbolo único M.

Um ácido é um composto que doa um próton em solução aquosa. Este próton é às vezes representado nas equações como um próton autônomo (H⁺) ou como um íon hidrônio (um próton mais água: H₃O⁺). O outro componente do ácido dissolvido é chamado de base conjugada. A fórmula geral para a dissociação de um ácido é HA → H

As bases, por outro lado, servem como dublês dos ácidos: elas aceitam prontamente prótons, o que equivale a doar íons hidróxido (OH^–) em solução aquosa. O remanescente de uma base dissociada é chamado de ácido conjugado, e muitas vezes é um cátion metálico como o Na⁺.

O pH, ou "potência do hidrogênio", é um valor geralmente (mas não matematicamente) restrito ao intervalo numérico de 0 a 14,0. As soluções que são ácidas têm um pH baixo, as soluções neutras (como água pura) têm um pH de 7 e as soluções básicas têm um pH mais alto valores.

Matematicamente, o pH é apenas o negativo do logaritmo para a base 10 da concentração de H⁺ (ou H₃O⁺) íons: pH = –log₁₀[H +]. Contanto que você tenha uma calculadora e seja cuidadoso com suas potências de 10, esses cálculos são diretos.

Um ácido forte é aquele que cede prontamente seus prótons, e o faz mesmo quando o pH ambiente está baixo, o que significa que já existem muitos prótons flutuando. Ácidos fracos não abandonam seus prótons tão facilmente, tornando-se dissociados em uma extensão significativa apenas quando o pH está mais próximo do neutro. Bases fortes, da mesma forma, liberam íons hidróxido prontamente, mesmo em soluções de pH alto.

Os pontos fortes do ácido e das bases podem ser atribuídos a um valor: pK_uma, ou o constante de dissociação de ácido, o valor de pH no qual metade de um ácido doou seus prótons enquanto a outra metade permanece no estado conjugado. (Bases, você adivinhou, pK_b valores.) Ácidos mais fortes, portanto, têm pK mais baixo_uma valores.

O ácido clorídrico, ou HCl, é um ácido forte bem conhecido e comum. Os usos do ácido clorídrico incluem estocando laboratórios de química em faculdades e escolas de ensino médio em todo o mundo, bem como uma série de aplicações industriais e de manufatura.

Exemplo: Calcule o pH de uma solução 0,100 M de HCl.

Como o HCl é um ácido forte, ele se ioniza completamente, e o pH do HCl em solução pode ser encontrado a partir da concentração (molaridade) dos íons H +, por definição igual a 0,100 M. (A base conjugada do ácido, que é o íon cloreto Cl^–, também teria uma concentração de 0,100 M.)

O pH é, portanto, –log (0,100) = 1.000.

Claramente, valores de molaridade mais altos resultarão em valores de pH mais baixos e, inversamente, para HCl (ou qualquer ácido).

Se você não tiver vontade de puxar uma calculadora e quiser aprender sobre o comportamento químico de mais alguns ácidos fortes, consulte a página nos Recursos.