Potencial hidrogeniônico (pH) e Potencial hidroxilônico (pOH)

pH = -log[H⁺] e pOH = -log[OH]

A partir do produto iônico, a 25º C, podemos chegar a uma relação geral entre pH e pOH, em soluções aquosas neutras, ácidas ou básicas. 

Aplicando-se log de ambos os lados da equação [H⁺] + [OH^–]=10^-14, tem-se que:

Assim: pH + pOH = 14

Logo, pode-se concluir que:

Exemplo 1: Determine o pH de uma solução 0,02 mol · L^–1 de hidróxido de sódio (NaOH). Dado: log ² = 0,3

Resolução: O hidróxido de sódio é uma base forte. Isso quer dizer que, em soluções aquosas, esses solutos se encontram 100% ionizados, logo a =1.

Exemplo 2: Determine o volume de uma solução ácida, de pH = 3, que devemos misturar a 20 mL de uma solução de pH=10 para que ocorra a total neutralização.

Resolução: Uma solução se torna neutra quando atinge um valor de pH igual a 7. A solução de pH igual a 3 é ácida e a de pH igual a 10 é básica. A mistura das duas resulta numa reação de neutralização. A condição para se conseguir uma solução de pH igual a 7 seria a igualdade entre o número de mols de H+ da primeira com o número de OH– da segunda.

Primeira solução:

pH = 3 → [H⁺] = 10^-3 mol · L^-1 → n[H⁺] = (10^-3 mol·L^-1) ·V(L)

Segunda solução:

pH = 10 → pOH = 4→
→ [OH-] = 10^-4 mol · L^-1→
→n(OH^–) =(10^-4 mol·L^-1) (20 · 10^-3 L) = 2 · 10^-6 mol

Fazendo:

n(H⁺) = n(OH^–) → (10-3 mol · L-1) · V(L) = 2 · 10^-6 → V = 2 · 10^-3 L = 2 mL

INDICADORES ÁCIDO-BASE 

Com auxílio de chamados indicadores ácido-base, que são substâncias que mudam de cor em certa faixa de pH, chamado então viragem do indicador. Por exemplo:

Alguns indicadores ácido-base

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ONA DE VIRAGEM 

Representa uma faixa de pH, a partir da qual o indicador muda de coloração. A maioria dos indicadores são substâncias levemente ácidas, que geram, em seus próprios equilíbrios, espécies de colorações diferentes.

Ao ser colocado em meio ácido o equilíbrio do indicador será deslocado para esquerda, uma vez que a concentração de H+ aumenta, intensificando a coloração amarela. Colocado em meio básico o processo se dará de maneira contrária (azul).

Conhecendo o indicador ácido-base: Fenolftaleína 

A fenolftaleína é um dos indicadores ácido-base mais usados em química. Trata-se de uma substância que tem a capacidade de mudar de cor de acordo com o pH do meio. Ou seja, numa solução ácida eles adquirem uma cor e quando estão num meio básico apresentam outra. 

Os indicadores ácido-base normalmente são compostos por um ácido fraco ou uma base fraca, que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respetivamente. O ácido fraco possui uma cor, enquanto sua base conjugada possui outra. 

É por essa razão que, quando o indicador ácido-base entra em contato com uma solução ácida ou básica, ocorre um deslocamento do equilíbrio, conforme explica o Princípio de Le Chatelier. A fenolftaleína também já foi utilizada como laxante, mas dado ser uma substância cancerígena foi proibida a venda para esses fins.