Potencial hidrogeniônico (pH) e Indicadores ácido-base: o que cai no ENEM e nos vestibulares

Resumo rápido

O potencial hidrogeniônico, o pH, é uma escala que indica se uma solução é ácida, neutra ou básica, a partir da concentração de íons hidrogênio, \( \mathrm{H^+} \). Em água a 25 °C, pH menor que 7 indica solução ácida, pH igual a 7 indica solução neutra e pH maior que 7 indica solução básica, também chamada de alcalina. A escala vai, em geral, de 0 a 14, e é logarítmica: cada unidade de pH corresponde a uma mudança de dez vezes na concentração de \( \mathrm{H^+} \). Por isso, uma solução de pH 3 é dez vezes mais ácida que uma de pH 4 e cem vezes mais ácida que uma de pH 5. No ENEM e no vestibular, o pH aparece em questões de cálculo, de indicadores, de chuva ácida, de suco gástrico, de sangue, de solo, de produtos de limpeza e de tratamento de água. O conceito parceiro é o pOH, que mede a concentração de íons hidróxido, \( \mathrm{OH^-} \), e a relação fundamental é \( \mathrm{pH + pOH = 14} \), a 25 °C. Os indicadores ácido-base são substâncias que mudam de cor conforme o pH, e cada indicador tem uma faixa de viragem, isto é, um intervalo de pH em que muda de cor. Papel tornassol, fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila e extrato de repolho roxo são os exemplos mais cobrados. Dominar a conta de pH, a leitura da faixa de viragem e a interpretação do cotidiano resolve quase toda a prova desse tema.

Como calcular pH e pOH

As definições são: \( \mathrm{pH = -\log[H^+]} \) e \( \mathrm{pOH = -\log[OH^-]} \), em que os colchetes indicam concentração em mol por litro. Em água pura a 25 °C, \( \mathrm{[H^+] = [OH^-] = 10^{-7}\,mol/L} \), então pH igual a 7 e pOH igual a 7. O produto iônico da água é \( \mathrm{K_w = [H^+]\cdot[OH^-] = 10^{-14}} \), e daí vem \( \mathrm{pH + pOH = 14} \). Exemplos resolvidos passo a passo. Exemplo 1: uma solução tem \( \mathrm{[H^+] = 10^{-3}\,mol/L} \). Então \( \mathrm{pH = -\log(10^{-3}) = 3} \), solução ácida. O pOH é \( \mathrm{14 – 3 = 11} \). Exemplo 2: uma solução tem \( \mathrm{[OH^-] = 10^{-2}\,mol/L} \). Então \( \mathrm{pOH = 2} \) e \( \mathrm{pH = 14 – 2 = 12} \), solução básica. Exemplo 3: uma solução de ácido clorídrico 0,01 mol por litro, ácido forte que ioniza totalmente, tem \( \mathrm{[H^+] = 0,01 = 10^{-2}} \), então pH igual a 2. Exemplo 4: uma solução de hidróxido de sódio 0,001 mol por litro, base forte, tem \( \mathrm{[OH^-] = 10^{-3}} \), então pOH igual a 3 e pH igual a 11. Para ácidos e bases fracos, a conta exata exige o grau de ionização, mas em prova de ensino médio, quando a questão dá a concentração de \( \mathrm{H^+} \) ou de \( \mathrm{OH^-} \) pronta, basta aplicar o logaritmo. Lembre das potências de dez: \( \mathrm{\log(10^{-x}) = -x} \), então \( \mathrm{-\log(10^{-x}) = x} \). Se a concentração for, por exemplo, \( \mathrm{2 \times 10^{-3}} \), o pH ficará entre 2 e 3, mais perto de 2,7, e a questão costuma aceitar a estimativa ou dar o logaritmo no enunciado. Nunca confunda pH com acidez total: pH mede a concentração livre de \( \mathrm{H^+} \), não a quantidade total de ácido guardada sem ionizar.

Indicadores: como eles funcionam

Um indicador ácido-base é, em geral, um ácido ou base fraca orgânica, cuja forma ácida tem uma cor e cuja forma básica tem outra cor. Ao mudar o pH, o equilíbrio do indicador se desloca e a cor muda. Cada indicador muda de cor em uma faixa específica, não em um único valor. A fenolftaleína, por exemplo, é incolor em meio ácido e neutro até cerca de pH 8,2, e fica rosa em meio básico acima de cerca de 10, com faixa de viragem entre 8,2 e 10. Por isso, ela é ótima para titulação de ácido forte com base forte, cujo ponto de equivalência fica perto de pH 7 a 9, mas não serve para dizer se uma solução é levemente ácida, pois fica incolor tanto em ácido quanto em neutro. O azul de bromotimol é amarelo em ácido, abaixo de 6, verde em neutro, perto de 7, e azul em básico, acima de 7,6, sendo muito usado para mostrar a acidez da respiração, pois o gás carbônico da respiração deixa a solução amarela. O alaranjado de metila é vermelho em ácido e amarelo em básico, com viragem entre 3,1 e 4,4. O papel tornassol azul fica vermelho em ácido, e o tornassol vermelho fica azul em básico, um teste simples e rápido. O extrato de repolho roxo é um indicador natural, com antocianinas que ficam rosa em ácido forte, roxo em neutro e verde ou amarelo em básico forte, e é o exemplo favorito de experimentos escolares. Em prova, a pergunta típica é: dado um indicador com faixa de viragem, qual cor ele terá em pH tal? Basta ver em que lado da faixa o pH está. Na sala de estudo, monte um quadro com indicador, cor em ácido, cor em básico e faixa, e revise antes da prova.

pH no cotidiano, no corpo e no meio ambiente

O suco gástrico tem pH entre 1 e 2, por causa do ácido clorídrico, que ajuda a digestão e mata microrganismos. O sangue tem pH controlado entre 7,35 e 7,45, por sistemas tampão, e pequenas variações já são perigosas, causando acidose ou alcalose. A urina varia, a saliva fica perto do neutro, o limão tem pH perto de 2, o vinagre perto de 3, o café perto de 5, a água pura 7, o leite perto de 6,5, o sabão perto de 9 a 10, a água sanitária perto de 12. O solo tem pH ideal diferente para cada planta, e a calagem, com calcário, corrige solo ácido, elevando o pH. A chuva normal tem pH 5,6, e a chuva ácida fica abaixo disso, como vimos na matéria de poluição. No tratamento de água, o pH é controlado para não corroer canos e para a cloração funcionar bem. Na indústria de alimentos, o pH conserva, pois microrganismos crescem menos em meio ácido. No corpo, antiácidos como hidróxido de alumínio e hidróxido de magnésio neutralizam o excesso de ácido do estômago, elevando o pH. Em todos esses casos, o pH não é um número decorado, é uma medida de equilíbrio químico com consequência prática. A matéria sobre água e sais minerais mostra como sais e minerais também participam desse equilíbrio.

Exemplos resolvidos passo a passo

Exemplo 1: qual é o pH de uma solução com \( \mathrm{[H^+] = 10^{-5}\,mol/L} \)? Resposta: pH igual a 5, ácida. Exemplo 2: uma solução tem pH 9. Qual é seu pOH e sua concentração de \( \mathrm{OH^-} \)? pOH igual a 14 menos 9, igual a 5, então \( \mathrm{[OH^-] = 10^{-5}\,mol/L} \). Exemplo 3: fenolftaleína foi adicionada a uma solução e ficou incolor. O que se pode concluir? Apenas que o pH está abaixo de 8,2, podendo ser ácido ou neutro. Não dá para dizer que é ácida só por isso, pois a fenolftaleína também é incolor em neutro. Exemplo 4: azul de bromotimol ficou amarelo após soprar ar expirado em água. Conclusão: o gás carbônico da respiração formou ácido carbônico e deixou a solução ácida, abaixo de 6. Exemplo 5: duas soluções, uma de pH 2 e outra de pH 5. Quantas vezes a primeira é mais ácida? Diferença de 3 unidades, então \( \mathrm{10^3 = 1.000} \) vezes mais ácida. Essa conta de potência de dez é a mais cobrada em questões de comparação. Para revisar, visite a página de Química.

Erros comuns que derrubam nota

Primeiro erro: achar que pH 0 é neutro ou que a escala vai só até 7. A escala comum vai de 0 a 14, com neutro em 7. Segundo erro: esquecer que a escala é logarítmica e dizer que pH 2 é só o dobro de pH 4. É cem vezes mais ácido. Terceiro erro: concluir que fenolftaleína incolor significa ácido. Significa apenas pH abaixo de 8,2. Quarto erro: trocar pH por pOH. Se a questão dá \( \mathrm{OH^-} \), calcule o pOH primeiro e depois o pH. Quinto erro: achar que pH maior significa mais ácido. É o contrário: quanto menor o pH, mais ácido; quanto maior, mais básico. Sexto erro: esquecer que \( \mathrm{pH + pOH = 14} \) vale a 25 °C, e que o neutro muda com a temperatura, pois o produto iônico da água muda.

Mapa mental

• pH e indicadores: pH mede H+, pOH mede OH-, pH mais pOH igual a 14
  • Ácido: pH menor que 7; neutro: pH 7; básico: pH maior que 7; escala logarítmica, vezes 10 por unidade
  • Fórmulas: pH igual a menos log de H+; pOH igual a menos log de OH-; Kw igual a 10 elevado a menos 14
  • Indicadores: fenolftaleína incolor para rosa; bromotimol amarelo, verde, azul; metila vermelho para amarelo; repolho roxo natural
  • Cotidiano: estômago 1 a 2, sangue 7,35 a 7,45, sabão 9 a 10, chuva normal 5,6
  • Cuidados: fenolftaleína incolor não prova acidez; pH menor é mais ácido

Perguntas e respostas rápidas (SAQ)

1. O que é pH? É o potencial hidrogeniônico, definido como menos o logaritmo da concentração de íons hidrogênio.
2. Quando uma solução é ácida, neutra ou básica? Ácida se pH menor que 7, neutra se pH igual a 7, básica se pH maior que 7, a 25 °C.
3. Qual a relação entre pH e pOH? A soma é 14, a 25 °C, porque o produto iônico da água é 10 elevado a menos 14.
4. Por que a escala é logarítmica? Porque cada unidade de pH corresponde a dez vezes na concentração de hidrogênio.
5. O que é um indicador ácido-base? É uma substância que muda de cor conforme o pH, em uma faixa de viragem própria.
6. Qual a cor da fenolftaleína em ácido e em base? Incolor em ácido e neutro, rosa em básico, com viragem entre 8,2 e 10.
7. Por que o sangue mantém pH estável? Por causa de sistemas tampão, que resistem a pequenas variações de ácido ou base.
8. Como o repolho roxo funciona como indicador? Suas antocianinas mudam de cor com o pH, ficando rosa em ácido e verde em básico.

Questões comentadas originais, no estilo ENEM

Questão 1. Uma solução tem concentração de hidrogênio igual a \( \mathrm{10^{-4}\,mol/L} \). Seu pH e sua classificação são: A) 4, ácida; B) 10, básica; C) 7, neutra; D) 4, básica; E) 10, ácida. Gabarito: A. pH igual a menos log de 10 elevado a menos 4, igual a 4, menor que 7, ácida.

Questão 2. Uma solução tem pH 11. Seu pOH é: A) 3; B) 11; C) 14; D) 25; E) 7. Gabarito: A. pOH igual a 14 menos 11, igual a 3.

Questão 3. Uma solução de pH 3 é quantas vezes mais ácida que uma de pH 5? A) 2 vezes; B) 20 vezes; C) 100 vezes; D) 1.000 vezes; E) 5 vezes. Gabarito: C. Diferença de 2 unidades, dez elevado a 2, igual a 100 vezes.

Questão 4. Fenolftaleína adicionada a uma amostra ficou incolor. A conclusão correta é: A) a amostra é certamente ácida; B) a amostra é certamente básica; C) o pH está abaixo de 8,2, podendo ser ácido ou neutro; D) o pH é 10; E) a amostra é neutra. Gabarito: C. A fenolftaleína é incolor abaixo de 8,2, tanto em ácido quanto em neutro.

Questão 5. Ao soprar ar expirado em solução com azul de bromotimol, a cor passa de verde para amarelo. Isso indica que: A) a solução ficou básica; B) o gás carbônico formou ácido e deixou a solução ácida; C) o oxigênio alcalinizou; D) a solução ficou neutra; E) o indicador estragou. Gabarito: B. O gás carbônico forma ácido carbônico, baixando o pH para a faixa amarela.

Questão 6. Um agricultor mede o pH do solo e encontra 4,5, e as plantas não crescem bem. A medida mais adequada é: A) adicionar ácido; B) fazer calagem com calcário para elevar o pH; C) adicionar mais água ácida; D) retirar o solo; E) plantar sem corrigir. Gabarito: B. Solo muito ácido precisa de corretivo básico, como calcário, para chegar ao pH ideal das plantas.

Dica do professor

Para pH, decore: menor pH, mais ácido; maior pH, mais básico; diferença de 1, vezes 10; diferença de 2, vezes 100. Para indicadores, decore a cor da fenolftaleína e do bromotimol, que são os mais cobrados, e lembre que faixa de viragem não é um ponto único.

Atenção e cuidado

Não meça pH provando a solução. Use papel indicador, medidor ou indicador adequado, com proteção. Soluções muito ácidas ou muito básicas corroem e queimam. E não use pHmetro sem calibrar, pois a leitura pode sair errada e levar a uma decisão errada no laboratório ou na indústria.

Conexão com outras áreas

Na Biologia, pH do sangue, do estômago, da saliva e dos solos. Na Geografia, chuva ácida e correção de solo. Na Saúde, antiácidos, conservação de alimentos e higiene. Na indústria, tratamento de água, fabricação de sabão e controle de qualidade, tema ligado aos lipídios na produção de sabão a partir de gorduras.