Equilíbrio Iônico da Água, pH e pOH
1. Introdução ao Equilíbrio Iônico da Água
O equilíbrio iônico da água é um fenômeno importante que acontece em todas as soluções aquosas.
Mesmo sendo um líquido neutro e aparentemente estável, uma pequena parte das moléculas de água está em constante processo de dissociação.
Ou seja, até mesmo a água está se quebrando em íons o tempo todo:
$H_2O (l) \rightleftharpoons H^{+} (aq) + OH^{-} (aq)$
Essa reação é chamada de autoprotólise ou autoionização da água. Nome ruim de lembrar, ainda bem que não precisa saber do nome, só entenda o raciocínio.
Se a água produz íons, então nós podemos dizer que a água destilada conduz corrente elétrica!
De fato, você não estaria errado pensando isso, mas o grau de ionização da água é tão baixo que podemos considerar essa condutibilidade elétrica desprezível.
A título de curiosidade, o α da água vale 1,8 x a 25°C. Obviamente, isso não é um valor que você precisa decorar, fique tranquilo.
Mas mesmo sendo muito pequeno o grau de ionização, esse equilíbrio é extremamente importante, sendo a base para entendermos conceitos mais complexos.
Sempre que adicionarmos um ácido ou uma base à água, estaremos mexendo no equilíbrio entre os íons H+ e OH-, e é isso que determina se a solução vai ser ácida, neutra ou básica.
2. A Constante de Ionização da Água (Kw)
$H_2O (l) \rightleftharpoons H^{+} (aq) + OH^{-} (aq)$
Se o equilíbrio da ionização da água é representado pela fórmula acima, é óbvio que a sua constante de equilíbrio é:
Kw = $[H^{+}] \cdot [OH^{-}]$
A única coisa que muda é que, como é a ionização da água, usamos Kw (W de water, viu gênio?).
Para a água pura, o valor de Kw a 25 °C é de $1,0 . 10^{-14}$. E esse é um valor que você precisa saber decorado para o resto da sua vida.
Outra informação que tem que estar tatuada na alma é que a água pura possui uma concentração de H+ igual à concentração de OH-.
Se, no equilíbrio, [H+] = [OH-] = x, então:
Kw = $[H^{+}] \cdot [OH^{-}]$
$10^{-14}$ = x . x
$10^{-14} = x^2$
X = [H+] = [OH-] = $10^{-7}$ mol/L, a 25 °C
Termine o tópico lembrando disso então: a 25 °C, Kw = 1,0 . $10^{-14}$, [H+] = [OH-] = 1,0 x $10^{-7}$ M.
3. O Kw muda com a temperatura
Você percebeu que eu sempre falo que a 25 °C, o Kw vale tanto e a concentração dos íons vale tanto.
Isso é porque a temperatura é a única condição de deslocamento que altera o valor da constante de equilíbrio. Isso não muda aqui, o conceito é o mesmo.
Portanto, o que você precisa saber é que a reação de autoprotólise da água é ENDOTÉRMICA.
E isso significa que a dissociação da água e o Kw aumentam com o aumento da temperatura.
$H_2O (l) + \uparrow calor \underset{\text{2}}{\overset{\textcolor{red}{1}}{\rightleftharpoons}} H^{+} (aq) + OH^{-} (aq), Kw \uparrow$
Por Le Chatelier, se você aumenta a temperatura em uma reação endotérmica, você desloca no sentido direto, aumentando o valor da constante.
Sendo assim, se eu apresento a você um valor de Kw de $10^{-12}$, você precisa saber imediatamente que essa reação está em uma temperatura maior que 25 °C.
Da mesma forma que uma reação de Kw de $10^{-16}$ está em uma temperatura menor que 25 °C.
4. Conceito de pKw
Já vimos no capítulo 8 o que é pK. Aqui, pKw será o pK do Kw. A fórmula é a mesma.
pKw = - log Kw $\rightarrow Kw = 10^{-pKw}$
E a 25 °C, nós temos que:
$pKw = - log 10^{-14}\rightarrow 10^{-14} = 10^{-pKw}$
Logo, pKw = 14 a 25 °C
Essas relações são importantes demais!
Você não pode esquecer de logaritmo nesse assunto, ou todas as suas questões de cálculo ficarão em branco.
Vamos relembrar da definição e das três propriedades que mais usaremos nesse assunto:
I. Se $\log_b(a)$ = c \rightarrow b^{c} = a$
II. $\log_b(x . y) = \log_b(x) + lob_b(y)$
III. $\log_b(b) = 1$
IV. $\log_b(a^n) = n . \log_b(a)$
E eu vou ser repetitivo com isso, para que fique claro:
Se a temperatura for diferente de 25 °C, o Kw será diferente, então é óbvio que o valor de pKw será diferente também.
Como o que mais usamos é a temperatura de 25 ° C, já decoramos que pKw = 14 e ponto. Mas fique atento!
Quando a questão não falar nada sobre temperatura, consideramos o que é o padrão, que é a temperatura ambiente (25 °C).
Aí, a gente pode simplesmente usar nossos valores decorados mesmo.
5. pH e pOH
Chegamos no temido e amedrontador pH...
Não seja que nem a maioria, que se assusta só de ver essa sigla em alguma questão. Vou te mostrar que isso não é nada diferente do que a gente já estudou.
Não sofra por antecipação, o difícil de equilíbrio químico ainda está chegando 😂 😂
O pH e o pOH são medidas usadas para indicar quão ácida ou básica é uma solução aquosa.
Essas escalas são super importantes para entender o comportamento de ácidos e de bases em água e elas estão diretamente ligadas às concentrações dos íons H+ e OH-.
O pH é a medida que nos diz o quão ácida uma solução é, ou seja, nos diz qual a concentração de íons H+ na solução.
E o cálculo do pH é igual ao cálculo do pK:
pH = - log [H+]
Portanto, vamos usar a mesma interpretação de valores que usamos no capítulo passado entre pK e K:
Quanto menor for o valor de pH, maior a concentração de H+ na solução, portanto, mais ácida essa solução será.
O pOH é literalmente o contrário do pH.
Ele nos diz o quão básica uma solução é, ou seja, nos diz qual a concentração de íons OH- na solução. O cálculo do pOH é:
pOH = - log [OH-]
E quanto menor for o valor de pOH, maior a concentração de OH- na solução, portanto, mais básica essa solução será.
6. Relação entre o Kw, pH e o pOH
Olhe para a reação de autoprotólise da água de novo:
$H_2O (l) \rightleftharpoons H^{+} (aq) + OH^{-} (aq)$
A constante de equilíbrio é: Kw = [H+] . [OH-]. Se aplicarmos “log” dos dois lados, o que vamos encontrar?
log Kw = log ( [H+] . [OH-] ) $\textcolor{red}{log (a . b) = log a + log b \rightarrow}$
log Kw = log[H+] + log[OH-] $\textcolor{red}{\text{multiplicando tudo por (-1)}}$
- log Kw = - log[H+] - log[OH-] $\textcolor{red}{pK = - log K \rightarrow}$
pKw = pH + pOH
Chegamos! Chegamos na fórmula mais importante do capítulo! Escreva na alma essa, por gentileza.
Se utilizarmos a temperatura de 25 °C, o que encontramos é o seguinte:
pKw = - log $10^{-14} \rightarrow$ pKw = 14
pH = - log$10^{-7} \rightarrow$ pH = 7
pOH = - log$10^{-7} \rightarrow$ pOH = 7
Claro, já que pKw = pH + pOH e 14 = 7 + 7. Seguimos...
7. Escala de pH e de pOH
Entendemos o que é o pH, o que é o pOH, agora a gente precisa saber como interpretar os seus valores. Como olhar para ele e saber se algo está ácido ou não?
E as escalas de pH servem para isso!
As escalas de pH servem para dizer se uma solução é ácida, neutra ou básica.
A referência que utilizamos é o valor de pH da água a 25 ° C.
Nessa temperatura, o pH da água é 7 e o seu pOH é 7 também.
Dessa maneira, ela é uma molécula neutra, já que a quantidade de H+ é igual a quantidade de OH-.
Qualquer alteração nessa proporção tornará uma molécula mais ácida ou mais básica.
Se eu aumentar a concentração de H+, o pH diminui (e consequentemente o pOH aumenta) e a solução se torna ácida.
Se eu aumentar a concentração de OH-, o pOH diminui (e consequentemente o pH aumenta) e a solução se torna básica.
Sendo assim, nossas referências para dizer se uma solução é ácida, neutra ou básica são:
pH < 7 = SOLUÇÃO ÁCIDA
pH = 7 = SOLUÇÃO NEUTRA
pH > 7 = SOLUÇÃO BÁSICA
É óbvio que, se o pH de uma solução ácida é menor que 7, o seu pOH será maior que 7, e vice-versa. Logo, completando a referência, podemos escrever:
pH < 7 ou pOH > 7 = SOLUÇÃO ÁCIDA
pH = 7 ou pOH = 7 = SOLUÇÃO NEUTRA
pH > 7 ou pOH < 7 = SOLUÇÃO BÁSICA
E com isso, a gente conclui o (provável) capítulo mais importante de equilíbrio químico, tanto para a sua prova quanto para vestibulares.
Esse capítulo é tão importante que o nosso próximo será apenas ensinando a fazer questões envolvendo pH e pOH.
Vamos fazer vários exemplos, em cima do que mais é cobrado. Se algo não ficou claro só lendo, você vai ver que se tornará bem mais fácil no próximo.
Não desista, você está indo bem! Te espero lá!
