O responsável pela criação dessa notação, amplamente usada até hoje, é o químico dinamarquês Sørensen, que a propôs em 1909. Embora ela pareça complicada, sua ideia é facilitar a representação da acidez de um meio aquoso. Afinal, por que apresentá-la por meio da concentração de íons H+, já que seus valores são, geralmente, potências negativas de 10?
Para continuarmos nossos estudos, você vai precisar saber aplicar algumas propriedades de cálculos envolvendo logaritmos. Aqui vai uma revisão mega rápida:
Objetivando a simplificação da expressão da acidez de soluções aquosas, Sørensen definiu que:
Agora, podemos resumir os conceitos aprendidos da seguinte forma:
A escala de pH auxilia, portanto, na medição da acidez ou basicidade de uma solução. Ainda que a escala de pH seja usada com muito mais freqüência que a escala de pOH, em algumas situações podemos encontrar a expressão da acidez em termos da potência hidroxiliônica.
Note que quanto maior a concentração de íons H+, maior será o caráter ácido da solução e menor será o valor de pH correspondente. Analogamente, quanto maior o caráter básico da solução, menor será a concentração de íons H+ e maior o valor do respectivo pH.
Na figura abaixo, temos o valor de pH usual para substâncias de nosso cotidiano:
Em consequência do uso da notação do pH, a letra “p” minúscula passou a significar, em química, a operação -log. Dessa forma, são usuais as expressões:
Para saber mais, veja também:
- Introdução ao Equilíbrio Químico
- Conceitos Envolvendo Equilíbrio Químico
- Gráficos e Expressão Matemática Envolvendo Equilíbrio Químico
- Cálculos de Kc
- Deslocamento de Equilíbrios Químicos
- Influência da Temperatura em Equilíbrios Químicos
- Influência de Catalisadores em Equilíbrios Químicos
- Equilíbrios Heterogêneos
- Ionização de Ácidos e Bases
- Lei da Diluição de Ostwald
- Adição de Íon Comum e Não-Comum
- Autoionização da Água
- Indicadores Ácido-Base