Calculadora do pH de uma solução

Estas calculadoras online calculam o pH de uma solução. Há duas calculadoras - uma para ácido forte ou base forte, e outra para ácido fraco ou base fraca.

Abaixo você pode encontrar duas calculadoras que você pode usar para checar respostas para problemas químicos. A primeira calcula o pH de uma solução de ácido forte ou base forte, e a segunda calcula o pH de uma solução de ácido fraco ou base fraca. Um pouco de teoria e explicação sobre as calculadoras com fórmulas podem ser encontradas abaixo das calculadoras.

PLANETCALC, pH de uma solução forte ácida/básica

pH de uma solução forte ácida/básica

pH
 
Dígitos após o ponto decimal: 3



PLANETCALC, pH de uma solução ácida/básica fraca

pH de uma solução ácida/básica fraca

pH
 
Dígitos após o ponto decimal: 3

pH de uma solução

pH significa 'potencial de hidrogênio' ou 'poder de hidrogênio'. pH é a negativa do logaritmo de base 10 da atividade do íon do hidrogênio.
\ce {pH} = -\log_{10}(a_{\ce {H^+}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H^+}}}}}\right)

Na maioria dos problemas de química, entretanto, não utilizamos a atividade do íon do hidrogênio, mas a concentração molar ou molaridade. De que forma esses dois se relacionam? É claro, a atividade do íon depende da concentração do íon e isso é descrito pela equação
a_{H^+}=f \cdot [H^+]
onde,
a_{H^+} – atividade do íon do hidrogênio
f – coeficiente da atividade do íon do hidrogênio
[H^+] – concentração do íon do hidrogênio

O coeficiente da atividade é uma função da concentração do íon e se aproxima de 1 ao passo que a solução se torna cada vez mais diluída. Para soluções diluídas (ideais), o estado padrão do soluto é 1.00 M, então sua molaridade é igual a sua atividade. É por isso que para a maioria dos problemas que consideram soluções ideais podemos utilizar o logaritmo de base 10 da concentração molar, não a atividade.

Por que precisamos do pH? O pH é uma medida utilizada para especificar acidez ou basicidade de uma solução aquosa. Uma solução aquosa reagir como um ácido ou uma base depende do seu conteúdo de íon de hidrogênio (H+).

Entretanto, mesmo quimicamente pura, a água neutra contém alguns íons de hidrogênio 1 devido a autodissociação da água.

H_2O \longleftrightarrow H^+ + OH^-

Sabemos que em equilíbrio sob condições padrão (750 mmHg e 25º C), 1 L de água pura contém 10^{-7} mol H^+ e 10^{-7} mol OH^- íons, portanto, a água em condições padrão de temperatura e pressão (CPTP) tem um pH de 7. Ácidos liberam íons de hidrogênio, então suas soluções aquosas contém mais íons de hidrogênio que água neutra e são considerados ácidos com um pH menor que 7. Bases aceitam íons de hidrogênio (eles se ligam a alguns dos íons de hidrogênio formados a partir da dissociação da água), então suas soluções aquosas contém menos íons de hidrogênio que a água neutra e são considerados básicos com pH maior que 7. Observe que a escala de pH é logaritmica (diferença por um significa diferença por ordem de magnitude, ou dez vezes mais) ou inversamente indica a concentração dos íons de hidrogênio na solução. Um pH mais baixo indica uma maior concentração de íons de hidrogênio e vice-versa.

O cálculo do pH utilizando concentração molar é diferente no caso de um ácido/base forte e ácido/base fraco. Mais sobre isso abaixo.

Ácido/base fortes

Ácidos e bases fortes são compostos que, para objetivos práticos, se dissociam completamente em seus íons na água. Portanto, a concentração dos íons de hidrogênio em tais soluções podem ser considerados como iguais à concentração do ácido. O cálculo do pH se torna direto
pH=-log_{10}[H^+]

Para soluções básicas, você tem a concentração de uma base, logo, a concentração dos íons de hidróxido OH-. Você pode calcular pOH.
pOH=-log_{10}[OH^-]

Baseado nas concentrações de equilíbrio de H+ e OD- na água (acima), o pH e pOH são relacionados pela seguinte equação pH + pOH=14, que é verdadeira para qualquer solução aquosa.

Portanto, no case de uma solução básica
pH=14 - pOH=14 + log_{10}[OH^-]

Há apenas sete ácidos fortes comuns:

– ácido clorídrico HCl
– ácido nítrico HNO3
– ácido sulfúrico H2SO4
– ácido hidrobrômico HBr
– ácido iodídrico HI
– ácido perclórico HClO4
– ácido clórico HClO3

Também não há muitas bases fortes, e algumas delas não são tão solúveis em água. Aquelas que são solúveis são

– hidróxido de sódio NaOH
– hidróxido de potássio KOH
– hidróxido de lítio LiOH
– hidróxido de rubídio RbOH
– hidróxido de césio CsOH

Uma solução de um ácido forte em concentração 1 M (1 mol/L) tem um pH de 0. Uma solução de um alcalino forte em concentração 1 M (1 mol/L) tem um pH de 14. Portanto, na maioria dos problemas que surgem, os valores de pH se situam na maioria das vezes no alcance entre 0 e 14, embora valores negativos de pH e valores aima de 14 são completamente possíveis.

Ácidos/bases fracos

Ácidos/bases fracos apenas se dissociam parcialmente em água. Encontrar o pH de um ácido fraco é um pouco mais complicado. A equação do pH ainda é a mesma: pH = -log[H^+], mas você precisa usar a constante de dissociação do ácido (Ka) para encontrar [H+].

A fórmula para Ka é:

K_a =\frac{[H^+][B^-]}{[HB]}

onde:
[H^+] – concentração de íons H+
[B^-] – concentração de íons de base conjugada
[HB] – concentração de moléculas de ácido indissociados
para a reação HB \leftrightarrow H^+ + B^-

Esta fórmula descreve o equilíbrio. Para deduzir a fórmula para H+ a partir da fórmula acima, podemos utilizar uma tabela do equilíbrio químico (inicial - mudança - equilíbrio. X representa a concentração de H+ que se dissocia de HB, então podemos preencher a tabela desta forma:

HB H+ B-
Concentração inicial C M 0 M 0 M
Mudança na concentração -x M +x M +x M
Concentração em equilíbrio (C-x) M x M x M

Agora, insira esses dados na fórmula de Ka:

K_a =\frac{x \cdot x}{(C - x)}

Depois de reorganização, obtemos a equação quadrática:

x^2 - K_a(C - x) = 0 \\ x^2 + K_ax - K_aC = 0

Para encontrar x, devemos resolver a equação quadrática e selecionar a raiz positiva.

Finalmente, inserimos x nessa fórmula do pH para encontrar o valor do pH.

O mesmo se aplica à bases, onde você utiliza a constante de dissociação de base Kb. Ka e Kb são geralmente dadas, ou podem ser encontradas em tabelas.

Você pode perceber que tabelas listam alguns ácidos com múltiplos valores para Ka. Isso significa que o ácido é poliprótico, o que significa que ele pode doar mais de um próton. Entretanto, devo às forças moleculares, o valor da constante para cada próximo próton se torna menor para diversas ordens de magnitude. Por exemplo, para o ácido fosfórico

K_1 = 7.2 \cdot 10^{-3} \\ K_2 = 6.3 \cdot 10^{-8} \\ K_3 = 4.6 \cdot 10^{-13}

Então, geralmente apenas um próton é considerado, e você pode usar o coeficiente estequiométrico igual a um para todos os cálculos.


  1. O íon de hidrogênio não permanece como um próton livre por muito tempo, já que ele é rapidamente hidratado por uma molécula de água próxima. O resultado é um íon de hidrônio H_2O + H^+ \longleftrightarrow H_3O^+ 

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