A escala de pH varia de 0 a 14 e é uma medida de acidez ou alcalinidade. Na sala de aula ou no laboratório, há muitos benefícios em saber o pH de uma substância. O pH pode ser usado para determinar o que é uma substância e como ela reagirá em certas circunstâncias.
Também pode ser usado para determinar a concentração de íons hidrônio ou hidróxido, o que pode levar à determinação da concentração de outros íons na solução.
Você pode usar a equação de pH abaixo para realizar o cálculo para resolver as incógnitas.
Os íons hidrogênio (H +) em soluções aquosas formam ligações com as moléculas de água para formar os íons hidrônio (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH−
Equação de pH
A equação a seguir é um elemento básico e útil da química e pode ser vista como uma espécie de calculadora de pH. Se você souber o pH, poderá resolver a concentração de íons hidrônio e, inversamente, poderá resolver o pH se souber a concentração de íons hidrônio.
pH = - log [H3O +]
O pH de uma solução é igual ao logaritmo negativo da concentração do íon hidrônio (H3O +).
Exemplo 1: Encontre pH de [H3O +].
Em uma amostra de 1,0 L de ácido clorídrico (HCl) 0,1 M, a concentração de íons hidrônio é 1 × 10-1. Qual é o pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
Conversão de pH
Exemplo 2: Encontre [H3O +] do pH
Se o pH da solução for 4.3. Qual é a concentração de íons hidrônio?
O primeiro passo é reorganizar a equação:
[H3O +] = 10−pH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
Exemplo 3: E se for uma base?
Use a constante de produto iônico para água (KC).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Qual é o pH de uma solução se [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Passo 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
Passo 2
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Figuras Significativas
Embora as regras para determinar algarismos significativos sejam bastante rígidas, os cálculos para pH são um tanto especiais, pois apenas os números para o direito do decimal são contados como figos sig!
Constante de dissociação de ácido (Ka)
A constante de dissociação de ácido é a porção de um ácido na forma ionizada. Ácidos fracos têm K pequenouma valores porque a maioria do ácido permanece indissociável. O ácido carbônico é um bom exemplo de ácido fraco. A equação de equilíbrio é:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (aq) Kuma = 4,3 x 10-7
Uma vez que o ácido carbônico é um ácido diprótico, pode doar outro H+, a segunda equação de dissociação é:
HCO3(aq)− ↔ CO32−(aq) + H+ (aq) Kuma = 4,8 x 10-11
Os ácidos fortes têm grandes constantes de dissociação; eles se dissociam completamente na água. O ácido nítrico é um bom exemplo de ácido forte. A equação de equilíbrio para o ácido nítrico é:
HNO3 (aq) ↔ NÃO2− + H+ Kuma = 40
O Kuma valor de 40 é substancialmente mais significativo do que o de ácido carbônico, que era 4,3 x 10-7.