Ideias principais
A escala de pH mede a acidez em escala logarítmica. Ácidos e bases fortes se dissociam por completo, os fracos só em parte, e uma solução tampão resiste a mudanças de pH.
- pH = −log₁₀[H⁺], e a 25 °C pH + pOH = 14. Cada unidade de pH é um fator dez em [H⁺].
- Um ácido forte dá [H⁺] igual à sua concentração. Um ácido fraco dá [H⁺] ≈ √(K_a·C) quando se dissocia pouco.
- Um tampão é um ácido fraco com sua base conjugada. A equação de Henderson–Hasselbalch é pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA]).
- No ponto de equivalência de uma titulação, os mols de ácido igualam os de base: M_aV_a = M_bV_b numa reação um para um.
Equações principais
pH = −log₁₀[H⁺]pH + pOH = 14 (25 °C)K_a = [H⁺][A⁻] ÷ [HA][H⁺] ≈ √(K_a·C)pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA])M_aV_a = M_bV_b
Exemplo resolvido
Para ácido acético 0,10 M com K_a = 1,8 × 10⁻⁵, [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,10) = 1,3 × 10⁻³ M, logo pH = 2,87. Um tampão de ácido acético 0,20 M e acetato 0,10 M (pKa = 4,74) tem pH = 4,74 + log(0,10 ÷ 0,20) = 4,74 − 0,30 = 4,44.
Erros comuns
- Tratar um ácido fraco como se se dissociasse por completo.
- Colocar o ácido sobre a base na razão de Henderson–Hasselbalch, em vez da base sobre o ácido.
- Esquecer que o pH é logarítmico: pH 3 é dez vezes mais ácido que pH 4, não 25 % mais.
Prática
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