O pH ou potencial de hidrogénio iónico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio. O conceito foi introduzido por S. P. L. Sørensen em 1909. O "p" deriva do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o "H" é para o ião de hidrogénio (H+).
Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii. O "p" equivale ao simétrico do logaritmo de base 10 da atividade dos iões a que se refere, ou seja:
pH = - log10 [H+]
em que [H+] representa a concentração de iões H+ expressa em mol/dm3.
O caráter ácido de uma solução está relacionado com a concentração de iões H+ presente nessa solução (quanto mais forte é um ácido, maior é a concentração desses iões na solução).
A escala de pH é uma maneira de indicar a concentração de H+ numa solução.
Esta escala varia entre o valor mínimo 0 (acidez máxima), e o máximo 14 (acidez mínima ou basicidade máxima).
A 25 ºC uma solução neutra tem um valor de pH = 7.
É uma escala de valores que serve para determinar o grau de acidez ou de basicidade de uma dada substância. Varia entre 0 e 14, sendo o valor médio, o sete, correspondente a soluções neutras. Para valores superiores a 7 as soluções são consideradas básicas, e para valores inferiores a 7, serão ácidas.
O pH pode ser determinado usando um medidor de pH (também conhecido como pHmetro) que consiste em um elétrodo acoplado a um potenciómetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do elétrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como elétrodo de vidro, que na verdade, é um elétrodo do tipo "ião seletivo".
O pH pode ser determinado indiretamente pela adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a solução alcoólica de fenolftaleína, o alaranjado de metilo e o azul de tornassol.
Outro indicador de pH muito usado em laboratórios é o chamado papel de tornassol (papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente básica (quando ele fica azul).
Utiliza-se ainda em grande escala, o papel indicador universal, que é uma mistura de indicadores de pH, normalmente em solução ou secos em tiras de papel absorvente, que apresentam distintas cores para cada pH de 1 a 14. Tabelas com cores padrões do produto para os pH medidos são fornecidos com as tiras, para que se possa determinar o valor de pH, por comparação da tabela com a cor obtida na tira embebida na solução a analisar.
Obs.: Embora o valor do pH compreenda uma faixa de 0 a 14 unidades, estes não são os limites para o pH. É possível valores de pH acima e abaixo desta faixa, como exemplo, uma solução que fornece pH = -1,00, apresenta matematicamente -log [H+] = -1,00, ou seja, [H+] = 10 mol L-1. Este é um valor de concentração facilmente obtido em uma solução concentrada de um ácido forte, como o HCl.
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Há vários tipos de erros que podem ocorrer nas medidas do pH ocasionados por diversos fatores, entre eles, destacam-se:
Erros dos padrões de calibração: Uma medida de pH não pode apresentar uma precisão maior que aquela dos padrões de referência disponíveis, apresentando erros da ordem de ±0,01 unidades de pH;
Erro do potencial de junção: Há um potencial de junção na membrana que separa o meio interno do externo do eléctrodo. Se a composição iónica entre estes diferentes meios (interno e externo) apresenta-se muito distante da composição da solução tampão padrão utilizada na calibração do eléctrodo, o potencial de junção é modificado, ocasionando variações nas medidas de pH em torno de 0,01 unidades;
Erro do deslocamento do potencial de junção: A grande maioria dos elétrodos combinados possuem um elétrodo de referência de prata-cloreto de prata que contém no seu interior, uma solução saturada de KCl. Tendo em vista a alta concentração de iões cloreto no interior do elétrodo, esta possibilita, em contacto com o elétrodo de prata, a formação de AgCl43- e AgCl32-. Na membrana porosa de vidro do elétrodo, que separa as soluções interna e externa, a concentração de iões cloreto é menor (KCl está diluído), o que favorece a precipitação do AgCl. Se a solução do analito a ser medido conter um agente redutor, pode ocorrer ainda a precipitação de Ag(s) na própria membrana. Estes efeitos modificam o potencial de junção provocando um deslocamento lento do valor de pH no visor do instrumento durante um período grande de tempo. Tais erros podem ser corrigidos pela calibração do elétrodo a cada 2 h.
Erro do sódio (erro alcalino): Quando a concentração de iões H+ é baixa e a concentração de Na+ é alta, o elétrodo responde ao Na+ como se este fosse o H+ e o pH medido torna-se menor que o pH verdadeiro.
Erro ácido: Em ácidos fortes, o valor do pH medido torna-se maior que o pH verdadeiro, devido à saturação de iões H+ na superfície da membrana de vidro do elétrodo. Isto ocorre devido à saturação dos sítios ativos da membrana de vidro do elétrodo.
Erro no tempo para atingir o equilíbrio: As medidas de pH geralmente são obtidas após algum tempo de contacto do elétrodo com a solução de interesse. Numa solução bem tamponada, sob agitação adequada, este tempo de espera fica em torno de 30 segundos. Numa solução mal tamponada (por exemplo, próxima ao ponto de equivalência de uma titulação) necessita de um tempo maior para atingir o equilíbrio.
Erro de hidratação do vidro: Um elétrodo hidratado apresenta uma resposta adequada às variações de pH, enquanto que um elétrodo seco, necessita ser hidratado por várias horas antes de ser realizada uma medida.
Erro de temperatura: As medições de pH necessariamente devem ser realizadas na mesma temperatura em que ocorreu sua calibração.
Livro porto editora - "Eu e o planeta azul - terra em transformação"