pH

O símbolo pH significa «potencial de hidrogénio», e a escala de pH, introduzida por S.P. Sorensen em 1909, permite medir a concentração em iões de hidrogénio expressa em moles por decímetro cúbico (Sigla de potência de hidrogénio logaritmo decimal do inverso da concentração hidrogeniónica de uma solução). Um pH de 7,0 indica neutralidade; valores abaixo de 7 são ácidos; e superiores a 7 são alcalinos.
Ácidos fortes, como os utilizados nas baterias dos automóveis, têm um pH de aproximadamente de 2. Bases fortes como o hidróxido de sódio têm pH 13. As frutas acídicas, como os citrinos, têm um pH de aproximadamente 4. Os solos férteis têm um pH aproximadamente entre 6,5 e 7,0, ao passo que bases fracas, como o sabão, têm valores entre 9 e 10.

O pH pode ser determinado por adição de:

-> um indicador de pH na solução em análise ou em tiras de papel, sendo a cor produzida pelo indicador comparada com o código de cores para os diferentes valores de pH. São vários os indicadores que existem. Entre eles o indicador universal que consiste numa mistura de indicadores de pH, utilizada para medir a acidez ou a basicidade de soluções. Cada componente muda de cor para diferentes valores de pH, sendo o indicador capaz de mostrar um leque de cores de acordo com o pH da solução em estudo, desde vermelho (para pH=1) a púrpura (para pH=13).

->ou usando um medidor de pH acoplado a um elétrodo de pH. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de tensão do elétrodo (condutor por onde a corrente eléctrica entra ou sai quando se trata de electrólitos, arcos eléctricos ou tubos de vácuo) de pH em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é chamado "íon seletivo" .

Artigos relacionados

Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947)

Químico holandês, cujos trabalhos sobre soluções, em particular sobre electrólitos, resultaram em novas definições dos conceitos de ácido e de base. Brönsted nasceu em Varde, na Jutlândia, e estudou em Copenhaga, onde, em 1908, se tornou professor de físico-química e de química inorgânica. Anos mais tarde, enveredou pela carreira política, sendo eleito para o parlamento holandês em 1947. Em 1914, Brönsted lançou as bases da teoria da espectroscopia de infravermelhos para moléculas poliatómicas, ao introduzir o campo de forças de valência. Aplicou igualmente a recente teoria quântica de capacidades caloríficas dos gases, e publicou artigos sobre os factores que determinam o pH e a fertilidade do solo. Em 1923, Brönsted publicou uma nova teoria sobre a acidez, que apresentava algumas vantagens importantes sobre a teoria proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius, em 1887. Brönsted definiu um ácido como sendo um dador de protões, e uma base como um aceitador de protões. Esta definição aplica-se a todos os solventes e não apenas à água, e pode explicar o comportamento diferente dos ácidos puros e das suas soluções aquosas. Nos esquemas de Brönsted, cada ácido tem a sua base conjugada, e vice-versa.

Walther Hermann Nernst (1864-1941)
“O conhecimento é a morte da investigação.”

Químico-físico alemão que recebeu o Prémio Nobel de 1920 pelos seus trabalhos com as trocas de calor em reacções químicas. Em 1906, propôs o princípio conhecido como o teorema de calor de Nernst ou como a terceira lei da termodinâmica: as mudanças químicas à temperatura de zero absoluto não envolvem modificações de entropia (desordem). Nernst nasceu em Briesen, na Prússia (actualmente Wabrezno, na Polónia), e estudou em Graz e Würzburg. Leccionou química em Göttingen, em 1894, mudando-se para Berlim em 1905. Durante a I Guerra Mundial, foi o primeiro cientista a sugerir a utilização de agentes químicos como arma. Em química de soluções, cada medida de pH está dependente da teoria de Nernst, apresentada na década de 1880, tal como estão também dependentes dela a prética e a teoria dos indicadores e das soluções tampão. Em 1911, com o físico britânico Frederick Lindemann (mais tarde Lord Cherwell), Nernst construiu um calorímetro especial para medição de calores específicos a baixas temperaturas. Com o químico alemão Fritz Haber, estudou o equilíbrio de reacções gasosas comercialmente importantes, como a reacção reversível entre o hidrogénio e o dióxido de carbono para a formação de água e monóxido de carbono. Em 1918, Nernst investigou as reacções que são iniciadas pela luz. Tendo inventado um substituto para o filamento de carbono de uma lâmpada eléctrica em 1897, Nernst utilizou o dinheiro da sua patente para comprar um automóvel. A maior parte dos primeiros automóveis tinha dificuldades em subir colinas. No entanto, Nernst inventou um método de injectar óxido nitroso (monóxido de diazoto) nos cilindros quando o motor se encontrava em dificuldades. Na década de 1920, inventou um piano «Neo-Bechstein» que ampliava os sons produzidos a baixas amplitudes. O seu manual Química Teórica (1895) tornou-se uma obra de referência.

SørenSørensen (1868-1939)

Químico dinamarquês que em 1909 introduziu o conceito de utilização da escala de pH como medida da acidez de uma solução. Na escala de Sørensen, que ainda é actualmente utilizada, o pH 7 é neutro, sendo os valores superiores básicos e os inferiores ácidos. Ácido e base Ácido e base são duas classes de substâncias químicas com propriedades bem definidas e opostas. Um ácido tem um sabor característico e frequentemente reage quando em contacto com metais, ocasionando a libertação de hidrogénio. Uma base tem um sabor amargo e é gordurosa ao toque. Ao longo do tempo houve várias tentativas de explicar o comportamento destas substâncias. Arrhenius, cerca de 1884, definiu um ácido como uma substância que, quando dissolvida em água, dá origem a protões ou iões hidrogénio (H+), e uma base como uma substância que, nas mesmas circunstâncias, dá origem a iões hidróxido (OH-). Nestas condições a reacção de neutralização será: Esta teoria foi bastante útil, mas foram-lhe apontadas algumas limitações. Uma nova teoria foi apresentada em 1923 por Bronsted e por Lowry, que trabalharam independentemente. Segundo estes autores, um ácido é um composto doador de protões e uma base é um aceptor de protões. Esta teoria, actualmente a mais utilizada, permite explicar um conjunto de factos que a teoria de Arrhenius não considerava: algumas substâncias que não têm o grupo OH comportam-se como bases, isto é, forma-se OH- aquando da sua dissolução em água; algumas substâncias, ditas anfotéricas, têm um comportamento que pode ser ácido ou básico, dependendo das circunstâncias. Lewis proporia ainda, também em 1923, uma teoria alternativa: um ácido é descrito como uma espécie (átomo, ião ou molécula) que aceita um par de electrões, enquanto uma base será uma espécie doadora de um par de electrões. Assim, uma reacção entre um ácido de Lewis e uma base de Lewis resulta no estabelecimento de uma ligação covalente entre eles. Um dos aspectos mais importantes desta teoria é que permite explicar a formação de iões complexos em que um ião central estabelece ligações covalentes com um conjunto de iões em seu torno. A força de um ácido ou de uma base pode ser avaliada medindo a concentração de H3O+ na solução resultante da sua dissolução em água. Como a concentração de H3O+ tem sempre um valor muito pequeno, definiu-se uma escala de medição baseada no seu logaritmo, a escala de pH: A concentração de H3O+ em água pura é igual à concentração de OH-, 1,0x10-7 M. A esta solução, dita neutra porque tem um carácter que não é nem ácido nem básico, corresponde portanto um pH de 7. A adição de um ácido a esta solução aumentará a concentração de H3O+, pelo que o pH diminuirá, enquanto a adição de uma base terá o efeito oposto, o pH aumentará. É comum referir como extremos da escala de pH os valores de 1 (limite inferior, muito ácido) e de 14 (limite superior, muito básico).

Neutralização

Em química é um processo que ocorre quando o excesso de ácido (ou excesso de base) de uma substância é levado a reagir com uma base (ou com ácido) adicionada, de modo a que a substância resultante não seja ácida nem básica. Teoricamente, a neutralização envolve a adição de ácido ou de base necessários para se obter um pH7. Quando se utiliza a cor de um indicador para testar a neutralização, o pH final pode ser diferente de sete, dependendo do indicador utilizado.

Desnaturação proteica

As proteínas estruturais, também denominadas proteínas fibrosas, são excepcionalmente estáveis, enquanto as proteínas funcionais (possuem em geral estrutura terciária ou quaternária) alteram facilmente a sua estrutura, isto é, a desnaturação da proteína é relativamente frequente. A actividade das proteínas funcionais depende da sua específica estrutura tridimensional e as ligações intramoleculares, particularmente das ligações de hidrogéneo, são criticamente importantes para manter aquela estrutura. Contudo, as ligações de hidrogéneo são quebradas mas se o pH normal é restaurado (cerca de 7,4) as ligações são restauradas. O calor excessivo também quebra as ligações de hidrogénio, mas neste caso a ruptura é irreversível, e a proteína diz-se ter sido desnaturada. A coagulação da clara do ovo (principalmente constituída por uma proteína, a albumina) que ocorre quando se coze ou frita um ovo, é um exemplo óbvio de desnaturação de proteínas. Não há processo de restaurar a clara do ovo, fazendo-a voltar à sua forma translúcida. Quando as proteínas funcionais do corpo são desnaturadas, ficam incapazes de desempenhar as suas funções fisiológicas, porque a sua função depende da presença de um arranjo específico dos átomos, chamados centros activos, na sua superfície. Os centros activos são regiões de encaixe e interacção química com outras moléculas de forma ou carga complementar. Como os átomos constituintes dos centros activos podem estar separados na primeira cadeia, a ruptura das ligações intramoleculares separa-os e destrói os centros activos. A hemoglobina torna-se totalmente incapaz para transportar o oxigénio quando o pH se torna ácido, porque a sua estrutura, necessária para essa função, é destruída. Muitas proteínas são enzimas e a sua desnaturação leva a grandes distúrbios nos seres vivos.

Tampão

É uma mistura de compostos químicos capaz de manter um determinado valor de pH. Os tampões mais comuns consistem em misturas de um ácido orgânico fraco e de um dos seus sais ou de uma mistura de sais do ácido fosfórico. A adição de um ácido ou de uma base provoca o deslocamento do equilíbrio químico, mantendo-se assim um valor de pH constante.