pH e pOH de Soluções Aquosas

Por Luiz Molina Luz
É muito comum ouvirmos alguém dizer que o pH da água de uma piscina precisa ser controlado, assim como o pH da água de um aquário ou de um solo, para favorecer um determinado plantio. Até mesmo nosso sangue deve manter um pH sempre entre os valores de 7,35 e 7,45. Uma variação de 0,4 pode ser fatal! O que exatamente é o pH e o que significam seus valores?

Produto Iônico da Água
Considere um copo com água. Será que essa água é composta apenas por moléculas de H2O? Não, pois como essas moléculas estão em constante movimento, elas se chocam o tempo todo. Resultado: uma molécula de água pode colidir e reagir com outra molécula de água! O equilíbrio gerado é conhecido como auto-ionização da água:
HOH ↔ H+ + OH-
ou
HOH + HOH ↔ H3O+ + OH-
Como já é sabida, a concentração da água ─ [H2O] ≈ 55,6 mol/L ─ será desprezivelmente alterada caso alguma nova substância seja adicionada (como um ácido, por exemplo) para a formação de soluções diluídas como as que estamos estudando (dificilmente mais de 0,5 mol de água será consumido na formação dessas soluções. Começar com 55,6 mol e terminar a experiência com 55,1 mol de água não é uma alteração significativa). Portanto, vamos considerar [H2O] constante.

Como a água pura é neutra (já que para cada íon H+, forma-se também um íon OH-), temos que [H+] = [OH-], a 25 °C, quando [H+].[OH-] = 1,0.10-14, temos que [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L.

Como a concentração molar da água é praticamente constante, retomando a constante de equilíbrio, podemos escrever:
K.[H2O] = [H+].[OH-]

do que resulta uma única constante (o produto de duas constantes), ou seja:

Kw = [H+].[OH-]

que é o chamado produto iônico da água, onde o w se deve à palavra inglesa water.

Caráter das Soluções Aquosas

Solução ácida:

[H+] > 10-7 mol/L e [OH-] < 10-7 mol/L

Solução básica:
[H+] < 10-7 mol/L e [OH-] > 10-7 mol/L

Solução neutra:
[H+] = 10-7 mol/L e [OH-] = 10-7 mol/L

pH

Sörensen definiu pH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidrogeniônica:

pH = log 1/[H+]

Ou ainda, como o cologaritmo da concentração hidrogeniônica:

pH = colog [H+]
Ou seja:
pH = log 1/[H+] → pH = log 1 – log [H+]
Como log 1 = 0:
pH = -log[H+] ou pH = colog [H+]
que é igual ao inverso do log.

Vejamos a variação do pH em função das concentrações de H+ e OH-, a 25 °C:

Meio neutro: pH = 7
Meio ácido: pH < 7
Meio básico: pH > 7

pOH

Por analogia, define-se pOH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidroxiliônica:

pOH = log 1/[OH-]

Ou ainda, como sendo o cologaritmo da concentração de OH-:

pOH = colog [OH-]
Assim:

pOH = log 1/[OH-] → pOH = log 1 – log [OH-]

Como log 1 = 0:

pOH = -log[OH-] ou pOH = colog [OH-]

Vejamos a variação do pOH em função das concentrações de OH- e H+:

Meio neutro: pOH = 7
Meio ácido: pOH > 7
Meio básico: pOH < 7

Relação entre pH e pOH:

pH + pOH = 14 (25 °C)

Observação:

Os conceitos de pH e pOH indicam que em qualquer solução coexistem H+ e OH-. Por mais ácida que seja a solução, sempre existirão, embora em pequeno número, íons OH-. Nas soluções básicas também estarão presentes os íons H+. As concentrações desses íons jamais se anulam.