pH = −log[H⁺], o logaritmo decimal da concentração de íons H⁺ (em mol/L) com sinal trocado. Se [H⁺] = 1 × 10⁻³ mol/L, o pH é 3. Quando a mantissa não é 1, use a calculadora ou log: [H⁺] = 2 × 10⁻⁴ dá pH ≈ 3,7.

Qual a relação entre pH e pOH?

A 25 °C, pH + pOH = 14, porque [H⁺] × [OH⁻] = 10⁻¹⁴ (o produto iônico da água). Uma solução com pOH 4 tem pH 10.

Como calcular o pH de um ácido fraco?

Use a constante de ionização: Ka = x² ÷ (C − x), onde x = [H⁺]. Quando a ionização é pequena, vale a aproximação x ≈ √(Ka × C). Ácido acético 0,1 mol/L (Ka = 1,8 × 10⁻⁵): x ≈ 1,34 × 10⁻³ mol/L e pH ≈ 2,87.

O pH pode ser negativo ou maior que 14?

Sim, em soluções muito concentradas, como ácido clorídrico acima de 1 mol/L. A escala de 0 a 14 cobre a grande maioria das soluções do dia a dia, mas não é um limite físico.

Por que o pH de uma solução diluidíssima de HCl não passa de 7?

Porque a água também libera H⁺ (10⁻⁷ mol/L a 25 °C). Em HCl 10⁻⁸ mol/L, o ácido contribui menos que a própria água, e o pH fica em cerca de 6,98, levemente ácido, e não 8. A calculadora considera esse efeito.

Calculadora de pH e pOH

Calcule o pH e o pOH a partir de [H⁺], [OH⁻] ou da concentração de ácidos e bases fortes e fracos (Ka e Kb), com o passo a passo.

O que é pH

O pH (potencial hidrogeniônico) indica a acidez de uma solução aquosa a partir da concentração de íons H⁺ (mais precisamente, H₃O⁺). Como essas concentrações costumam ser números minúsculos, como 0,0001 mol/L, usa-se uma escala logarítmica: cada unidade de pH corresponde a uma concentração dez vezes maior ou menor. Por isso um suco de limão com pH 2 tem cerca de mil vezes mais íons H⁺ que um café com pH 5.

Fórmulas

pH = −log[H⁺] | pOH = −log[OH⁻] | pH + pOH = 14 (a 25 °C)

[H⁺] = 10^−pH | [H⁺] × [OH⁻] = 10⁻¹⁴

pH < 7: solução ácida
pH = 7: solução neutra (a 25 °C)
pH > 7: solução básica ou alcalina

Exemplos

A partir de [H⁺]

[H⁺] = 1 × 10⁻³ mol/L → pH = −log(10⁻³) = 3. Então pOH = 14 − 3 = 11 e [OH⁻] = 10⁻¹¹ mol/L. Com [H⁺] = 2 × 10⁻⁴ mol/L, pH = 4 − log 2 ≈ 4 − 0,30 = 3,70.

Ácido e base fortes

Ácidos e bases fortes se ionizam por completo. Em HCl 0,01 mol/L, [H⁺] = 0,01 = 10⁻² e o pH é2. Em Ca(OH)₂ 0,005 mol/L, cada fórmula libera 2 OH⁻: [OH⁻] = 0,01 mol/L, pOH = 2 e pH = 12.

Ácido fraco

O ácido acético do vinagre se ioniza pouco (Ka = 1,8 × 10⁻⁵). Para 0,1 mol/L, resolve-se x² + Ka·x − Ka·C = 0 e obtém-se [H⁺] = 1,33 × 10⁻³ mol/L, pH = 2,88. A aproximação √(Ka × C) dá 1,34 × 10⁻³ mol/L e pH 2,87, praticamente o mesmo, porque só 1,3% das moléculas se ionizam.

Base fraca

A amônia (Kb = 1,8 × 10⁻⁵) a 0,1 mol/L tem [OH⁻] = 1,33 × 10⁻³ mol/L, pOH = 2,88 e pH = 11,12.

pH de substâncias do dia a dia

Substância	pH aproximado
Suco gástrico	1 a 3
Suco de limão	2 a 3
Refrigerante de cola	2,5 a 3
Vinagre	2,5 a 3,5
Café	5
Água da chuva sem poluição	cerca de 5,6
Leite	6,5 a 6,8
Sangue humano	7,35 a 7,45
Água do mar	cerca de 8,1
Bicarbonato de sódio em água	cerca de 8,3
Leite de magnésia	cerca de 10,5
Água sanitária	11 a 13

Os valores variam com a marca e a concentração. A chuva é naturalmente um pouco ácida por causa do CO₂ dissolvido; abaixo de 5,6 fala-se em chuva ácida.

Dicas para exercícios

Se a concentração for uma potência exata de 10, o pH é o expoente com sinal trocado: 10⁻⁵ → pH 5.
Diluir uma solução de ácido forte 10 vezes aumenta o pH em 1 unidade, mas nunca passa de 7. Para a conta da diluição, use a calculadora de diluição.
Para obter a concentração molar a partir da massa do ácido ou da base, use a calculadora de molaridade.
Logaritmos úteis: log 2 ≈ 0,30; log 3 ≈ 0,48; log 5 ≈ 0,70. Para outros, veja a calculadora de logaritmo.

Os cálculos consideram soluções aquosas ideais a 25 °C. Em soluções concentradas, a atividade dos íons difere da concentração e o pH real se afasta do calculado. Para água de piscina, aquário, solo ou uso clínico, meça com equipamento calibrado.