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Gerado em: 20 de julho de 2026 às 21:34

Calculadora de pH de ácidos e bases fortes

Entradas

Tipo de solutoÁcido forte
Concentração0,01 M
H⁺ ou OH⁻ ionizáveis por unidade1

Gerado com OneCalc · https://onecalc.app/pt-BR/chemistry/strong-acid-base-ph

Química

Calculadora de pH de ácidos e bases fortes

Calcula o pH e o pOH de um ácido forte ou de uma base forte a partir da concentração molar. Trata ácidos e bases polipróticos como H₂SO₄ e Ca(OH)₂ pelo número de íons H⁺ ou OH⁻, supondo dissociação completa a 25 °C.

Tipo de soluto

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Esta solução é fortemente ácida — pH baixo e alta concentração de íons hidrogênio.

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Ácidos fortes, bases fortes e dissociação completa

Um ácido forte ou uma base forte se ioniza por completo ao se dissolver em água. Cada molécula de HCl vira um H⁺ e um Cl⁻; cada unidade de NaOH vira um Na⁺ e um OH⁻. Como nada permanece não ionizado, a concentração do íon reativo é fixada diretamente pela quantidade de soluto adicionada — nenhuma constante de equilíbrio é necessária. É por isso que o pH de um ácido ou de uma base fortes sai de um único logaritmo, em vez da equação de segundo grau que os ácidos fracos exigem.

A fórmula

Para um ácido forte, a concentração de íons hidrogênio é igual ao número de prótons ionizáveis por unidade de fórmula, n, vezes a concentração molar C:

[H+]=n CpH=−log⁡10(n C)[\text{H}^+] = n\,C \qquad \text{pH} = -\log_{10}(n\,C)

Para uma base forte, a mesma lógica vale para os íons hidróxido, e o pH decorre do produto iônico da água:

[OH−]=n CpOH=−log⁡10(n C)pH=14−pOH[\text{OH}^-] = n\,C \qquad \text{pOH} = -\log_{10}(n\,C) \qquad \text{pH} = 14 - \text{pOH}
SímboloGrandezaUnidade
CConcentração do ácido ou da basemol/L (M)
nH⁺ ou OH⁻ ionizáveis por unidade de fórmulaadimensional
pHMedida de acidezadimensional
pOHMedida de basicidadeadimensional

A relação pH + pOH = 14 vale a 25 °C, onde o produto iônico da água é Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴.

O fator n para ácidos e bases polipróticos

O fator n leva em conta os solutos que liberam mais de um íon reativo. O ácido sulfúrico, H₂SO₄, é diprótico e contribui com dois H⁺ por molécula, então uma solução 0,005 M se comporta como 0,01 M em íons hidrogênio. O hidróxido de cálcio, Ca(OH)₂, e o hidróxido de bário, Ba(OH)₂, liberam cada um dois OH⁻ por unidade de fórmula. Ácidos monopróticos como HCl e HNO₃, e bases com um só hidróxido como NaOH e KOH, usam n = 1.

SolutoTipon0,01 M dá
HClácido forte1pH 2,00
H₂SO₄ácido forte2pH 1,70
NaOHbase forte1pH 12,00
Ca(OH)₂base forte2pH 12,30

O ácido sulfúrico só é aproximadamente forte em sua segunda ionização, então tratá-lo como plenamente diprótico é um bom modelo, mas não exato, em concentrações mais altas.

Exemplo resolvido

Qual é o pH do ácido sulfúrico 0,005 M?

[H+]=n C=2×0.005=0.01 M[\text{H}^+] = n\,C = 2 \times 0.005 = 0.01\ \text{M} pH=−log⁡10(0.01)=2.00\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = 2.00

Então pOH = 14 − 2,00 = 12,00 e a concentração de hidróxido é [OH⁻] = 10⁻¹² M. Com um pH bem abaixo de 7, a solução é fortemente ácida.

Forte versus fraco

Apenas um punhado de ácidos é forte: HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ e H₂SO₄. As bases fortes comuns são os hidróxidos do grupo 1 (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) e os hidróxidos mais pesados do grupo 2 (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂). Todo o resto — ácido acético, ácido cítrico, amônia e afins — é fraco e se ioniza apenas em parte. Para um ácido fraco, o [H⁺] real é bem menor que n·C e precisa ser obtido da constante de dissociação Ka. Usar esta calculadora com um ácido fraco superestimaria muito sua acidez.

O limite de grande diluição

A fórmula simples supõe que o soluto fornece praticamente todos os H⁺ ou OH⁻, ignorando a pequena quantidade que a água contribui por si mesma. Isso é seguro nas concentrações usuais de laboratório. Abaixo de cerca de 10⁻⁶ M, porém, a autoionização da água deixa de ser desprezível, e um ácido forte nunca pode elevar o pH acima de 7, por mais diluído que esteja. Um tratamento rigoroso resolve [H⁺] = C + Kw/[H⁺] junto com o balanço de cargas; em soluções muito diluídas o pH real fica mais perto do neutro do que −log₁₀(n·C) sugere.

Perguntas frequentes (FAQ)

Como se calcula o pH de um ácido forte?

Um ácido forte se dissocia completamente na água, então a concentração de íons hidrogênio é igual ao número de prótons ionizáveis vezes a concentração do ácido: [H⁺] = n·C. O pH é o logaritmo decimal negativo desse valor, pH = −log₁₀(n·C). Por exemplo, 0,01 M de HCl (n = 1) dá pH = −log₁₀(0,01) = 2. Os sete ácidos fortes comuns são HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ e H₂SO₄.

Como encontrar o pH de uma base forte?

Para uma base forte, primeiro obtém-se o pOH a partir da concentração de hidróxido, pOH = −log₁₀(n·C), e depois converte-se em pH com pH = 14 − pOH a 25 °C. Por exemplo, 0,01 M de NaOH (n = 1) tem pOH = 2 e pH = 12. Uma solução 0,01 M de Ca(OH)₂ libera dois OH⁻ por unidade de fórmula (n = 2), dando [OH⁻] = 0,02 M, pOH ≈ 1,70 e pH ≈ 12,30.

O que informo para um ácido diprótico como o H₂SO₄?

Ajuste o número de H⁺ (ou OH⁻) ionizáveis por unidade de fórmula ao soluto. O ácido sulfúrico H₂SO₄ libera dois prótons, então use 2: uma solução 0,005 M se comporta então como 0,01 M em H⁺ e dá pH 2. Da mesma forma, Ba(OH)₂ e Ca(OH)₂ liberam dois íons hidróxido, então use 2. Ácidos monopróticos (HCl, HNO₃) e bases com um só hidróxido (NaOH, KOH) usam 1.

Isso funciona para ácidos fracos como o acético?

Não. Esta calculadora supõe dissociação completa, o que só é exato para ácidos e bases fortes. Ácidos e bases fracos (ácido acético, amônia e a maioria dos ácidos orgânicos) ionizam-se apenas em parte, de modo que seu [H⁺] real é muito menor que n·C e depende da constante de dissociação Ka. Para um ácido fraco, calcule primeiro o [H⁺] a partir de Ka e da concentração e depois tome o logaritmo negativo.

Por que o pH do HCl 10⁻⁶ M não é exatamente 6?

A fórmula pH = −log₁₀(n·C) ignora os H⁺ que a própria água fornece. Essa contribuição é desprezível em concentrações comuns, mas torna-se significativa por volta de 10⁻⁶ M e abaixo, e um ácido forte nunca pode elevar o pH acima de 7. Um resultado rigoroso vem de resolver [H⁺] = C + Kw/[H⁺] junto com o balanço de cargas; em soluções muito diluídas, o pH real fica mais perto de 7 do que a fórmula simples prevê.

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