Relatório sobre ph

1 INTRODUÇÃO

Para uma melhor compreensão do conceito de pH e a sua importância no meio químico é necessário que alguns conceitos sejam revistos, começando pela teoria de Arrehnius que, em 1887, supôs que algumas das moléculas de um eletrólito eram dissociadas em seus íons que, por serem partículas carregadas, eram passíveis de movimento independente sob a ação de um campo elétrico. Além disso, este, também determinou a constante de dissociação dos ácidos e das bases relacionando a magnitude dessa dissociação com a força do ácido ou da base. Logo, segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que produzem, em solução aquosa, íons hidrogênio, analogamente, bases produzem íons hidroxila em solução. (VOGEL, 1981)
Com o advento da teoria de Arrhenius e os avanços das medidas elétricas, foi possível determinar a constante de dissociação da água pura, pela aplicação da Lei da Ação das Massas, com base no processo de autoionização da água:

H2O ↔ H+ + OH-

Ao produto [H+] e [OH-] formado deu-se o nome de “produto iônico da água”; etapa importante no estabelecimento posterior do conceito de pH.
Hans Friedenthal, em 1904, recomendou a utilização da concentração do íon hidrogênio para caracterizar soluções, e também sugeriu que as soluções alcalinas poderiam ser caracterizadas, em termos de concentração que fossem sempre iguais. (VOGEL, 1981)
Partindo deste conceito, em 1909, o bioquímico dinamarquês Sörensen estabeleceu uma maneira conveniente de expressar a acidez utilizando o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogênio: pH = - log [H+]. Ele chamou o expoente do íon hidrogênio representado pelo símbolo pH potencial de hidrogênio.
O conceito de pH, a rigor, só se aplica a soluções aquosas e tanto mais diluídas estas forem. Caso houvesse a necessidade de calcular a basicidade do meio (pOH), utilizava-se a expressão pH + pOH = 14. Por isso da importância do produto iônico da água no estabelecimento do pH. Isso também ilustra que valores da escala do potencial