O pH é o logaritmo de base 10 da concentração molar de íons de hidrogênio, sempre com o sinal positivo. No termo pH, “p” (sempre em minúscula) refere-se a “potência” e “H” corresponde ao “íon de hidrogênio”, cuja descrição se reflete na equação:
\(pH = \log \frac{1}{{\left[ {{H^ + }} \right]}} = – {\rm{log}}\left[ {{H^ + }} \right]\)
Na literatura científica, nos livros didáticos e até no meio médico, é muito comum nos depararmos com o termo “acidez” ou o adjetivo “ácido”, em referência a alimentos, substâncias presentes no nosso dia a dia e até mesmo biofluidos como o sangue. Em ambiente escolar ou um pouco mais especializado faz-se referência ao “valor do pH” para designar o grau de acidez. Mas qual é o significado desses termos? De onde vem o pH? Como a acidez é uma propriedade quantificável? E como é calculada? A resposta fundamental a essas perguntas se encontra nas interações químicas elementares, bem como na escala universal utilizada para medir o grau de acidez de uma substância, “a escala de pH”. Essas questões são abordadas a seguir.
O conceito de “pH” teve origem no início do século XX, pelo bioquímico dinamarquês S.P.L. Sorensen (1868-1939). O cientista encontrou uma limitação ao estudar problemas relacionados ao processo de fabricação da cerveja, para o qual o controle da acidez em todas as etapas é de grande importância. Querendo informar a concentração de íons de hidrogênio (H+), responsáveis por conferir acidez ao meio, a concentração molar correspondia a uma “centésima milésima parte de mol por litro”, \(\left[ {{H^ + }} \right] = 1 \times {10^{ – 5}}\), S\(\emptyset \)rensen se recusou a relatar desta forma, pois era estranho e confuso, então ele pensou que seria mais fácil dizer que a substância em questão tinha “pH 5”, definindo-o como “potencial de íons de hidrogênio”.
O estudo e as práticas com pH se consolidam de forma tal de relatar o grau de acidez de uma solução com uma eficiência que permite transcender as barreiras linguísticas. A escala de pH assume valores que variam de 0 a 14, onde 7, o valor central, representa a neutralidade em uma solução, valores menores que 7 correspondem a substâncias ácidas, enquanto valores maiores que 7 correspondem a substâncias básicas. Neste ponto é apresentado o conceito que, na química, é usado em oposição à acidez, que é a “basicidade”, de uma substância com concentrações muito pequenas de H+, diz-se que é básica. Isso porque o íon H+ não é o único que faz parte dessa história, quando esse íon é capturado por um átomo de oxigênio, O, em uma solução, forma-se o íon OH-, conhecido como íon hidroxila, que, como veja, tem uma carga oposta.
Muitas vezes as interações que tornam uma substância ácida ou básica ocorrem em meio aquoso, lembremos que a água é um composto cujas moléculas possuem dois átomos de H e um átomo de O, H2O , portanto, dependendo sobre os elementos extras que a solução contém, serão as interações que ocorrem entre o meio cheio de moléculas de H2O e os referidos átomos. Assim, a água atuará como doadora e aceptora de íons H+, conforme o caso. Por esta razão, a água é um composto com pH neutro. Uma solução é dita neutra (pH 7) quando as concentrações de H+ e OH- são iguais.
À medida que a concentração de um desses íons aumenta, a correspondente ao outro deve diminuir, dando origem ao maior valor para a escala sendo 14. Isso se explica da seguinte forma: em uma solução aquosa, há um equilíbrio entre os íons H+ e OH- , mesmo em água pura, existe uma certa concentração de íons. Estima-se que para cada 500 milhões de moléculas de H2O em uma amostra de água pura, uma delas esteja ionizada, ou seja, separada em íons de cargas opostas:
\({H_2}O \leftrightarrow \;{H^ + } + O{H^ – }\)
De acordo com a lei do equilíbrio químico, existe uma constante de equilíbrio “k”, que satisfaz a equação anterior, de modo que ambos os lados são iguais:
\(k = \frac{{\left[ {{H^ + }} \right][O{H^ – }]}}{{\left[ {{H_2}O} \right]}}\)
Se calcularmos esta constante para um litro de água a 25°C, teremos uma concentração molar de 55,3, uma concentração muito grande que varia muito pouco ao adicionar solutos a um meio aquoso, razão pela qual se pode dizer que o valor de 55,3 M é constante e, portanto, incorpora essa quantidade como parte de k:
\(k\left[ {{H_2}O} \right] = [{H^ + }\left] {[O{H^ – }} \right]\;\)
\(k\left[ {{H_2}O} \right]\), geralmente expressa como \({k_w}\), chamada de constante de equilíbrio da água. Em uma amostra de água pura, existe uma concentração molar de H+ de 1×10-7, este valor é o mesmo para a concentração de íons OH-, como lembramos que a água é neutra, substituindo na equação anterior, nos dá um valor para \({k_w} = 1 \times {10^{ – 14}}\) . Em soluções ácidas a concentração de H+ é maior que a de OH-, o que ocorre de forma oposta em soluções básicas, porém, estando em solução aquosa, ambos os íons estão presentes. Existe também uma escala análoga à do pH, a do pOH, em que os valores são baseados na concentração de íons OH-, porém, a escala de pH é a mais utilizada.
Para entender um pouco mais o significado do valor na escala de pH, deve-se levar em consideração que a referida escala é logarítmica e não aritmética, a consequência prática é que ter duas soluções que diferem em 1 unidade de pH implica que aquela que tem o maior valor contém 10 vezes mais íons H+, em comparação com as demais, vale ressaltar que a balança também assume valores decimais intermediários entre as unidades. Por exemplo, bebidas alcoólicas como o vinho tinto têm um pH de 3,7, em comparação com o pH fisiológico de 7,4.No sangue, o vinho tinto contém aproximadamente 10.000 vezes mais íons H+ do que o sangue.
Mas, -algo que muitas vezes causa confusão- sendo o pH uma medida de acidez, como é que seu valor sobe quando a acidez diminui? Embora possa parecer contra-intuitivo, se voltarmos à equação que define o pH, descobriremos o porquê; Da mesma forma, para facilitar um pouco, alguns exemplos para calcular o pH de uma substância com concentração conhecida de íons H+ são apresentados a seguir.
Suponha que uma solução tenha [H+]= 0,01, isso é igual a \(1 \times {10^{ – 2}}\), substituindo na seguinte equação:
\(pH = – \log \left[ {{H^ + }} \right] = – \log \left[ {1 \times {{10}^{ – 2}}} \right] = 2\)
Este resultado, pH 2, corresponde a uma solução ácida. Devido ao sinal negativo da equação para o pH, o valor diminui à medida que a concentração de H+ aumenta, por isso o pH de uma solução ácida é menor que 7 e o de uma solução básica é maior que 7.
Comumente, em laboratório, são utilizados corantes e tiras-teste, fabricados para detectar a dissociação de prótons (íons positivos) do composto do qual são feitos. Distingue-se por uma mudança de cor na tira ou na solução a ser medida, no caso de uso de corantes. Estas medições revelam-se aproximadas, uma vez que não correspondem a um valor exato, mas podem dar um diagnóstico bastante preciso da natureza da amostra.
Por outro lado, existem formas de determinar o valor exato do pH, e isso se dá através do uso de um eletrodo de vidro que é seletivo para a concentração de íons H+, desprezando outros íons de mesma carga.
Artigo de: Daniela Nataly Díaz Zepeda. Engenheira Química, M. C. em Engenharia Física Biomédicas. Trabalha no estudo e divulgação científica. Experiência no desenvolvimento de veículos farmacológicos, e atualmente pertence ao grupo de pesquisa em biofotônica. A sua pós-graduação deu-lhe uma formação multidisciplinar em Física, Biologia e Engenharia.
Referencia autoral (APA): Díaz Zepeda, D. N.. (Janeiro 2023). Conceito de pH (escala de acidez). Editora Conceitos. Em https://conceitos.com/ph/. São Paulo, Brasil.
