O documento discute o pH de soluções aquosas, com foco no pH da pele humana e de produtos de higiene, e explica conceitos como o equilíbrio iônico da água, a definição de meios ácidos e básicos, a determinação experimental do pH e cálculos relacionados a soluções de ácidos e bases.

1. O produto iônico da água e o pH das soluções aquosas
Os materiais líquidos de higiene são usados para limpar e proteger a pele de microrganismos
indesejáveis. Os sabonetes líquidos, por exemplo, são de grande valia na complementação do
processo de higiene pessoal.
Esses produtos são encontrados em diferentes tipos de cores, forma, tamanhos, fragrâncias e
consistências. O conhecimento do pH deveria ser considerado na escolha desses produtos pois
o pH é uma medida de caráter ácido (pH < 7) básico (pH > 7) ou neutro (pH = 7) das soluções
aquosas (a 25 ºC em 1 atm).
Os valores do pH é de 4,2 para 5,9 (caráter ácido) dependendo da área do corpo, quando a
epiderme tem alguns ácidos fracos que saem pelo suor para manter a pele sadia, pode ser
benéfica a utilização de produtos de pH neutro ou levemente ácidos.
A maioria dos sabonetes em barra apresenta uma solução aquosa de pH alcalino 9 e 10
embora haja também os que apresenta pH próximo da pele, essas soluções aquosas irritam
menos a pele, porque geralmente apresenta pH < 8.
Essas considerações são genéricas, e a escolha mais adequada depende do tipo de pele, ainda
mais em casos especiais, que devem ser consultados com um dermatologista.
Equilíbrio iônico e produto iônico da água
Por que uma solução aquosa de um sal como o bicarbonato de sódio, NaHCO3, apresenta pH
básico? De onde surge os íons OH- em uma solução se o bicarbonato de sódio não apresenta
esses íons? A resposta a essas perguntas é encontrada no estudo do equilíbrio químico
existente em água líquida, como veremos a seguir.
→ Equilíbrio iônico da água
A água apresenta um caráter anfótero, isto é, ela pode se comportar como ácido ou como
base. A transferência de prótons entre moléculas de água ocorre sempre, independentemente

2. de estar ou não pura; esse processo se chama autoionização da água, e foi proposto por
Friedrich Kohlrausch ao observar que a água pura conduzia eletricidade.De forma simplificada,
esse equilíbrio pode ser representado da seguinte maneira:
H2O(ℓ) ⇆ H+(aq) + OH-(aq)
→ Produto iônico da água: Kw
A constante desse equilíbrio é chamada constante de dissociação da água ou constante de
autoprotólise, ou ainda produto iônico da água. Essa constante é representada por Kw, e seu
valor pode ser calculado a partir da seguinte expressão matemática:
Kw = [H+] • [OH-]
Considerando uma temperatura de 25 ºC, tem-se:
Kw = (1,0 x 10-7) x (1,0 x 10-7) = 10-14
Vale a pena lembrar que o valor de Kw, assim como o de todas as constantes de equilíbrio,
varia com a temperatura.

3. → Meios neutro, ácido e básico
⇨ Meio neutro
Um sistema é chamado de neutro quando as concentrações dos íons H3O e OH- são iguais,
como acontece com a água pura. A 25 ºC, essas concentrações correspondem a 1 x 10-7 mol •
L-1.
⇨ Meio ácido
A adição de um ácido a um sistema neutro aumenta a concentração de íons H3O+ e o torna
ácido. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma pequena parte desses íons adicionados
reage com íons OH-derivados da autoionização da água.
2 H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
⇨ Meio básico
A adição de uma base a um sistema neutro implica a formação de uma solução básica. Parte
dos íons OH- adicionados com íons H+ provenientes da autoionização da água que reduz [H+]
até que o produto entre [H+] e [OH-] seja novamente igual a 1,0 x 10-14, a 25 ºC. Dessa forma,
[H+] é menor do que [OH-] em meio básico.
Determinação do pH

4. Os valores de [H+] e [OH-] das soluções aquosas variam normalmente em uma extensa faixa de
números com expoentes negativos. O vinagre, a água e o sangue, por exemplo, tem [H+] de
aproximadamente 1,0 x 10-3, 1,0 x 10-7 e 4,0 x 10-8 mol • LH-1.
O pH (potencial hidrogeniônico) de uma solução é definido como:
pH = -log [H+] ⇒ [H+] = 10-pH, em mol • L-1
De forma semelhante, define-se o pOH (potencial hidroxiliônico) como:
pH = -log [OH-] ⇒ [OH-] = 10-pOH, em mol • L-1
⇨ Indicadores ácido-base
A determinação do pH pode ser feita por meio de um aparelho chamado de medidor de pH ou
peagômetro. A leitura se dá em função da condutividade elétrica da solução, pois um
voltímetro mede o pH eletroquimicamente. O aparelho é calibrado para converter os valores
medidos em milivolts para escala usual de 0 a 14 de pH.
Um indicador muito utilizado em laboratório é a fenolftaleína. A fenolftaleína é um ácido fraco,
que na sua forma não dissociada se apresenta incolor. O gotejamento de uma solução alcalina
em um sistema inicialmente ácido, o qual contém algumas gotas de fenolftaleína, forma a
solução cor-de-rosa por volta de pH = 9. Essa mudança de cor indica o predomínio de Ind-.
→ Cálculo de pH de soluções de ácidos e bases

5. ⇨ Soluções de ácidos fortes
Acompanhe a análise do pH de uma solução de ácido clorídrico 0,1 mol • L-1, cujo grau de
ionização é considerado a 100% a 25 ºC. Os íons H+ presentes nessa solução são provenientes
das ionizações da água e do ácido. Porém, a [H+] decorrente da autoionização da água é
desprezível, de forma que a [H+] da solução é quase toda gerada na ionização do ácido (0,1
mol • L-1).
HCℓ(aq) ⇆ H+(aq) + Cℓ-(aq)
⇨ Solução de bases fortes
Considere a dissolução de 0,01 mol • L-1 de NaOH, a 25 ºC. A concentração de íons OH+ em
uma solução é igual a 0,01 mol • L-1, pois a concentração de OH- proveniente da água é,
também, desprezível nesse caso.
NaOH(aq) ⇆ Na+(aq) + OH-(aq)
⇨ Soluções de ácidos fracos e bases fortes
Para determinar a concentração de íons H+ em solução de ácidos fracos, é necessário
conhecer a concentração inicial do ácido, o grau de ionização, ou a constante de ionização,
bem como considerar o equilíbrio entre o ácido HA e sua base conjugada A-. De forma
semelhante, também é possível determinar a [OH-] e o pH ou pOH de soluções de bases fracas.

6. Titulação ácido-base
→ A determinação experimental da concentração de uma solução geralmente é feita por meio
de um precedimento denominado titulação, o qual envolve a adição de uma solução de
concentração desconhecida. O volume do titulado é medido de forma precisa, com o uso de
uma pipeta volumétrica e transferido para um frasco, juntamente com algumas gotas de um
indicador ácido-base adequado.
⇨ Titulação de ácido acético com solução de hidróxido de sódio
Soluções ácidas são sempre neutralizadas com titulantes básicos de concentração conhecida,
enquanto soluções básicas são sempre neutralizadas com titulantes ácidos de concentração
conhecida. Um indicador ou um medidor de pH (peagômetro) podem ser usados para acusar o
omento exato em que o titulado foi totalmente neutralizado. Nesse momento, interrompe-se
a adição de titulante e lê-se o volume gasto.
Indicador de pH
Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é
adicionado em pequenas quantidades a uma solução, permitindo conhecer se a solução é
ácida, básica ou neutra. Estes corantes são dotados de propriedades halocrômicas, que é a
capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio.
Os indicadores de pH, são frequentemente ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma
solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma
alteração da configuração eletrônica destes indicadores e, consequentemente, altera-lhes a
cor.
Dada a subjectividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são
aconselháveis para determinações precisas do valor do pH. Um medidor de pH, denominado
pHmetro, é frequentemente usado em aplicações onde são necessárias um maior rigor na
determinação do pH da solução.
Os indicadores de pH são frequentemente utilizados em titulações, na Química Analítica. Na
Bioquímica pode ser utilizados com o objetivo de determinar a extensão de uma reação
química.