ESCALA DE pH

Em 1909, um bioquímico dimarmaquês, Søren Peder Lauritz Sorensen (1868-1939) estabeleceu uma definição para expressar a concentração de íons hidrogênio em solução aquosa: pH = - log[H⁺], evitando com isso o uso de números muito pequenos, cheios de zeros à esquerda.   

Analogamente, pOH = - log[OH^-]. Com base no chamado produto iônico da água (Kw), que já havia sido determinado anos antes:

[H+] x [OH-] = 1,008 x 10^-14 (~1 x 10^-14) a 25^oC

ao aplicar a definição de Sorensen, temos:
log {[H⁺] x [OH^-]} = log 1 x 10^-14
log[H⁺] + log[OH^-] = -14
- pH - pOH = -14.

Por fim,    pH + pOH = 14.

O gráfico desta postagem mostra como as concentrações de H⁺ e de OH^- variam inversamente em uma solução aquosa, pois o produto delas deve ser 10^-14 a 25^oC. Com o emprego do indicador tornassol, se houver predominância de íons H⁺, o indicador assume a cor vermelha, e diz-se que a solução é ácida. Caso haja predominância de íons OH^-, a cor do indicador passa a ser azul, e a solução é alcalina ou básica. A neutralidade corresponde ao pH 7, pois [H⁺] = [OH^-].

Disponível: https://www.facebook.com/bio.spectacular.on.the.planet?fref=ts