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Calculadora de pH com resolução

Escolha o seu caso: ácido ou base, forte ou fraco, com a concentração – ou um pH, pOH ou concentração para converter. Você recebe pH, pOH, [H₃O⁺], [OH⁻] e a resolução completa, passo a passo.

mol/L
Valores de tabela a 25 °C (CRC Handbook)
só para valor próprio – ex.: 4,76 ou Ka 1,75e-5
Seus dados ficam salvos só neste navegador.

Resultado

pH
2,88
A solução é
ácida (pH < 7)
Íons hidrônio [H₃O⁺]
0,00131 mol/L
pOH
11,12
Íons hidróxido [OH⁻]
7,636 · 10⁻¹² mol/L
Para comparar: fórmula aproximada
pH ≈ 2,88
Grau de ionização α
1,31 %
Resolução passo a passo
  • Produto iônico da água a 25 °C: Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1,0 · 10⁻¹⁴, logo pH + pOH = 14.
  • Constante de acidez: pKa = 4,760 → Ka = 10^(−pKa) = 1,738 · 10⁻⁵
  • Lei de ação das massas com x = [H₃O⁺] = [A⁻] e [HA] = c − x: Ka = x² / (c − x) → x² + Ka · x − Ka · c = 0 → x = (−Ka + √(Ka² + 4 · Ka · c)) / 2 = (−1,738 · 10⁻⁵ + √(1,738 · 10⁻⁵² + 4 · 1,738 · 10⁻⁵ · 0,1)) / 2 = 0,00131 mol/L
  • pH = −log [H₃O⁺] = −log 0,00131 = 2,883
  • pOH = 14 − pH = 14 − 2,883 = 11,117
  • [OH⁻] = Kw / [H₃O⁺] = 10⁻¹⁴ / 0,00131 = 7,636 · 10⁻¹² mol/L
  • Para comparar, a aproximação x ≪ c: pH ≈ ½ · (pKa − log c) = ½ · (4,760 − log 0,1) = 2,880

Como o cálculo é feito

Como calcular o pH

O pH é o logaritmo decimal negativo da concentração de íons hidrônio: pH = −log [H₃O⁺] (a rigor, da atividade, praticamente igual em soluções diluídas). Da mesma forma, pOH = −log [OH⁻]. A própria água se ioniza muito pouco (autoionização); a 25 °C o produto iônico Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1,0 · 10⁻¹⁴, e daí pH + pOH = 14. O Kw muda com a temperatura – todos os cálculos aqui valem para 25 °C.

Como calcular o pH

  1. Em “O que você quer calcular?” escolha ácido forte ou fraco, base forte ou fraca, ou converter.
  2. Informe a concentração em mol/L; para ácidos e bases fracos, escolha uma substância da lista ou digite seu próprio pKa/Ka ou pKb/Kb.
  3. Veja pH, pOH, [H₃O⁺] e [OH⁻] com a resolução completa.

Ácidos e bases fortes

Ácidos fortes como HCl, HNO₃ ou HClO₄ se ionizam totalmente, então [H₃O⁺] = c. Exemplo: ácido clorídrico 0,01 mol/L, pH = −log 0,01 = 2. Bases fortes como NaOH dão [OH⁻] = c: hidróxido de sódio 0,001 mol/L tem pOH = 3 e, portanto, pH = 14 − 3 = 11. O Ca(OH)₂ libera dois OH⁻ por unidade.

Soluções muito diluídas: abaixo de cerca de 10⁻⁶ mol/L, a água fornece uma parte relevante dos H₃O⁺. O resultado exato é [H₃O⁺] = (c + √(c² + 4 · Kw)) / 2; por isso HCl 10⁻⁸ mol/L tem pH 6,98, e não 8.

Ácido sulfúrico (H₂SO₄): a opção “2 – simplificado” considera os dois prótons totalmente liberados. Isso é só uma aproximação, pois a segunda ionização (HSO₄⁻, pKa ≈ 2) é parcial. A calculadora avisa.

Ácidos fracos: solução exata e aproximação

Um ácido fraco HA se ioniza só em parte. Com x = [H₃O⁺] = [A⁻], a lei de ação das massas Ka = x² / (c − x) leva à equação do 2º grau x² + Ka·x − Ka·c = 0 (Bhaskara), cuja solução é

x = (−Ka + √(Ka² + 4 · Ka · c)) / 2

Se x for muito menor que c, chega-se à conhecida aproximação pH = ½ · (pKa − log c). Exemplo: ácido acético, c = 0,1 mol/L, pKa = 4,76: Ka = 10^(−4,76) = 1,738 · 10⁻⁵; x = (−1,738 · 10⁻⁵ + √(3,02 · 10⁻¹⁰ + 6,951 · 10⁻⁶)) / 2 = 1,310 · 10⁻³ mol/L → pH = 2,88. A aproximação dá ½ · (4,76 + 1) = 2,88 – aqui funciona porque só cerca de 1 % do ácido se ioniza. Acima de uns 5 % (ácidos fracos mais fortes, c muito baixa) ela se afasta, e a calculadora avisa.

Bases fracas

Para uma base fraca B vale o mesmo com Kb e [OH⁻]: x = (−Kb + √(Kb² + 4 · Kb · c)) / 2, depois pOH = −log x e pH = 14 − pOH. Exemplo: amônia 0,1 mol/L, pKb = 4,75: exatamente [OH⁻] = 1,325 · 10⁻³ mol/L, pOH = 2,878, pH = 11,12. A aproximação pOH = ½ · (4,75 + 1) = 2,875 dá pH 11,125, muitas vezes arredondado para 11,13. Para um par conjugado vale pKa + pKb = 14 (NH₄⁺: pKa = 9,25).

Valores de pKa e pKb (25 °C)

ÁcidopKaBasepKb
Ácido fosfórico H₃PO₄ (1ª ionização)2,16Dimetilamina3,27
Ácido fluorídrico HF3,20Metilamina3,34
Ácido nitroso HNO₂3,25Etilamina3,35
Ácido fórmico HCOOH3,75Trimetilamina4,20
Ácido benzoico4,204Amônia NH₃4,75
Ácido acético CH₃COOH4,756Hidrazina N₂H₄5,9
Ácido carbônico H₂CO₃ (1ª ionização)6,35Piridina8,77
Ácido hipocloroso HOCl7,40Anilina9,4
Ácido cianídrico HCN9,21

Fonte: CRC Handbook of Chemistry and Physics, 84ª edição (2004), reproduzido nas tabelas E1/E2 do Chemistry LibreTexts. Outras tabelas trazem valores um pouco diferentes conforme a medição (ex.: ácido acético 4,75 ou 4,76).

Mais ferramentas de química: a calculadora de massa molar para concentrações, a calculadora de notação científica para valores como 1,8 × 10⁻⁵ e a tabela periódica dos elementos.

Perguntas frequentes

Como calcular o pH de um ácido forte?

Num ácido forte monoprótico, [H₃O⁺] é igual à concentração: pH = −log c. HCl 0,01 mol/L tem pH = −log 0,01 = 2; HCl 0,001 mol/L, pH 3.

Como calcular o pH de um ácido fraco?

De forma exata com x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2 e pH = −log x. Enquanto menos de cerca de 5 % se ionizar, basta a aproximação pH = ½ · (pKa − log c). Ácido acético 0,1 mol/L: pH ≈ 2,88.

Como converter pH em pOH e concentração?

A 25 °C, pH + pOH = 14, [H₃O⁺] = 10^(−pH) e [OH⁻] = 10^(−pOH). pH 4 significa [H₃O⁺] = 10⁻⁴ mol/L, pOH = 10 e [OH⁻] = 10⁻¹⁰ mol/L.

Qual a diferença entre pKa e Ka?

Ka é a constante de acidez e pKa = −log Ka. Quanto menor o pKa, mais forte o ácido. Ka = 1,75 · 10⁻⁵ corresponde a pKa = 4,76. A calculadora aceita os dois.

Por que HCl muito diluído não tem pH 8?

Porque a própria água já fornece 10⁻⁷ mol/L de H₃O⁺. Em HCl 10⁻⁸ mol/L, a maior parte dos íons hidrônio vem da água, e o cálculo exato dá pH 6,98. Um ácido nunca deixa a solução básica.

pH + pOH é sempre 14?

Só a 25 °C, porque o Kw depende da temperatura. Em temperaturas maiores o Kw aumenta e o pH neutro fica abaixo de 7. A calculadora usa Kw = 1,0 · 10⁻¹⁴ (25 °C).

Fontes e base legal

Última atualização:

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