8.1 Cálculos com pH

A razão principal para incluir os valores p nos cálculos são as concentrações muito pequenas. Torna-se muito mais simples dizer:

 
pH = 6 do que [H3O+] = 10-6 mol/l.


Nunca esquecer por favor: um valor mais alto de p implica automaticamente um valor correspondente muito pequeno.
pOH = 9 (um valor bastante alto) implica uma concentração bem baixa dos iões OH-:
pOH = 9  → [OH-] = 10-9 mol/l

Sempre ao escrever uma concentração, não pode faltar a unidade mol/l (moles por litro); usando o valor p, não é preciso usar uma unidade.

Recordemos: Em água com temperatura normal (20 - 25ºC) pH + pOH = pKW = 14

Portanto, logo que conhece o pH, também conhece pOH.

Chamamos a uma solução aquosa NEUTRA quando pH = pOH, a qualquer temperatura.
É o critério mais importante para obter uma solução neutra.
É igual a: as concentrações de H3O+ e OH- são iguais.

Exercício 42
Explique a situação em água fervente (100ºC)

Adição de ácido a uma solução implica um valor pH diminuindo e um valor aumentando do pOH.
Adição de base implica um valor pH mais alto e pOH mais baixo.

Exercício 43
A seguinte mixtura será uma solução neutra, sim ou não? 1 mol H2SO4 + 1 mol NaOH.
Explique a sua resposta.

Exercício 44
Explique quais das duas soluções terá o pH mais baixo:
  1. 1M H2SO4 ou 1M HCl
  2. 1M HCl ou 1M HAc

Nem sempre os valores do pH são valores inteiros e isto complica os cálculos um pouco (em termos matemáticos).
Por exemplo: pH = 3,5  a concentração de [H3O+] será 10-3,5mol/l.
Mas de modo geral não aceitamos exponentes não íntegras. O cursista deve automaticamente compreender que a concentração fica dentro dos valores 10-3 e 10-4mol/l (por que o pH fica dentro de 3 e 4).
Uma máquina de calcular resolve este cálculo facilmente, mas mesmo sem máquina podemos entrar neste cálculo:

pH = 3,5 = 4 – 0,5     →       -log(4 – 0,5)     →       [H3O+] = 3 x 10-4 mol/l.






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