Produto iônico da água e escala de pH
O suco de limão é azedo, o café é levemente ácido e a água sanitária é perigosa para a pele. Como a Química coloca todas essas soluções em uma mesma régua? A resposta é o pH, e ele nasce de um fato curioso: até a água pura conduz um pouquinho de eletricidade.
A autoionização da água
Em qualquer amostra de água, uma fração minúscula das moléculas reage com outras moléculas de água. O resultado é um par de íons:
$$H_2O(l) \rightleftharpoons H^+(aq) + OH^-(aq)$$Como é um equilíbrio químico, podemos escrever uma constante. A água líquida é o solvente e sua concentração praticamente não muda, então ela não entra na expressão. Resta o produto iônico da água:
A 25 °C, $K_w = 1{,}0 \times 10^{-14}$. Na água pura, cada molécula que se ioniza gera um $H^+$ e um $OH^-$. Por isso as concentrações são iguais:
$$[H^+] = [OH^-] = 1{,}0 \times 10^{-7}\ \text{mol/L}$$Veja: $10^{-7} \cdot 10^{-7} = 10^{-14}$. Um valor tão pequeno mostra que a autoionização é muito limitada: de cada bilhão de moléculas de água, só poucas estão ionizadas.
O valor de $K_w$ vale para qualquer solução aquosa a 25 °C, não só para a água pura. Se você adiciona ácido, $[H^+]$ aumenta e $[OH^-]$ diminui, de modo que o produto continua $10^{-14}$.
A água pura sofre uma pequena autoionização, representada por: $$H_2O(l) \rightleftharpoons H^+(aq) + OH^-(aq)$$ Escreva a expressão do produto iônico da água ($K_w$) e…
A água pura sofre uma pequena autoionização, representada por:
$$H_2O(l) \rightleftharpoons H^+(aq) + OH^-(aq)$$Escreva a expressão do produto iônico da água ($K_w$) e informe o valor de $K_w$ a 25 °C, que é $1{,}0 \times 10^{-14}$. Em seguida, diga quais são as concentrações de $H^+$ e de $OH^-$ na água pura a essa temperatura.
A escala de pH
Trabalhar com números como $0{,}0000001$ é incômodo. O químico dinamarquês Sørensen propôs usar o expoente. Definimos:
Se $[H^+] = 10^{-x}$, então $pH = x$. Por exemplo, $[H^+] = 10^{-3}$ mol/L dá $pH = 3$.
Quando o valor não é uma potência exata de 10, use a calculadora científica. Para achar o pH, digite $-\log(\,\cdot\,)$ do valor: $[H^+] = 5 \times 10^{-2}$ mol/L dá $pH = -\log(0{,}05) \approx 1{,}3$. Para fazer o caminho inverso, use $[H^+] = 10^{-pH}$: com $pH = 5{,}6$, $[H^+] = 10^{-5{,}6} \approx 2{,}5 \times 10^{-6}$ mol/L (tecla $10^x$ com $-5{,}6$). Nesses casos o pH não é um número inteiro: ele fica entre os dois inteiros vizinhos.
Tomando o logaritmo de $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$, obtemos uma relação muito útil, a 25 °C:
$$pH + pOH = 14$$| Tipo de solução | Comparação | pH (25 °C) |
|---|---|---|
| Ácida | $[H^+] > [OH^-]$ | menor que 7 |
| Neutra | $[H^+] = [OH^-]$ | igual a 7 |
| Básica | $[H^+] < [OH^-]$ | maior que 7 |
Quanto menor o pH, mais ácida é a solução. Cada ponto da escala marca uma troca de ordem de grandeza (veja a seção seguinte).
Classifique cada solução abaixo, a 25 °C, como ácida, básica ou neutra, de acordo com o pH dado: a) suco de limão, pH = 2; b) água pura, pH = 7; c) solução de limpeza…
Classifique cada solução abaixo, a 25 °C, como ácida, básica ou neutra, de acordo com o pH dado:
- a) suco de limão, pH = 2;
- b) água pura, pH = 7;
- c) solução de limpeza com amônia, pH = 11.
Explique também, em uma frase, o que significa a escala de pH.
Calcule o pH das soluções aquosas a 25 °C com as seguintes concentrações de íons $H^+$: a) $[H^+] = 1 \times 10^{-3}$ mol/L; b) $[H^+] = 1 \times 10^{-9}$ mol/L.…
Calcule o pH das soluções aquosas a 25 °C com as seguintes concentrações de íons $H^+$:
- a) $[H^+] = 1 \times 10^{-3}$ mol/L;
- b) $[H^+] = 1 \times 10^{-9}$ mol/L.
Indique, para cada uma, se a solução é ácida ou básica.
Calculando o pH de ácidos e bases fortes
Um ácido forte se ioniza totalmente: o $HCl$ libera um $H^+$ para cada fórmula. Então $[H^+]$ é igual à concentração do ácido. Uma base forte, como o $NaOH$, libera um $OH^-$ por fórmula, e $[OH^-]$ é igual à concentração da base.
Uma solução aquosa de ácido clorídrico ($HCl$), ácido forte totalmente ionizado, tem concentração 0,010 mol/L a 25 °C. a) Determine $[H^+]$ e o pH da solução. b) Calcule…
Uma solução aquosa de ácido clorídrico ($HCl$), ácido forte totalmente ionizado, tem concentração 0,010 mol/L a 25 °C.
- a) Determine $[H^+]$ e o pH da solução.
- b) Calcule $[OH^-]$ e o pOH, usando $K_w = 1{,}0 \times 10^{-14}$.
- c) Verifique que pH + pOH = 14.
Em um laboratório escolar, Lucas preparou 500 mL de uma solução de hidróxido de sódio ($NaOH$), base forte, dissolvendo 0,20 g da base. Use a massa molar do $NaOH$ igual…
Em um laboratório escolar, Lucas preparou 500 mL de uma solução de hidróxido de sódio ($NaOH$), base forte, dissolvendo 0,20 g da base. Use a massa molar do $NaOH$ igual a 40 g/mol e considere a temperatura de 25 °C.
- a) Calcule a quantidade de matéria de $NaOH$ dissolvida e a concentração em mol/L.
- b) Determine o pOH e o pH da solução.
Uma escala logarítmica
Café preto tem pH 5 e água sanitária, pH 12. A diferença é de 7 unidades. Isso significa uma diferença de $10^7$ vezes na concentração de $H^+$: dez milhões de vezes.
Como $pH = -\log[H^+]$, cada unidade de pH corresponde a multiplicar ou dividir $[H^+]$ por 10:
| pH | $[H^+]$ (mol/L) |
|---|---|
| 3 | $10^{-3}$ |
| 4 | $10^{-4}$ |
| 5 | $10^{-5}$ |
Do pH 4 para o pH 3, a concentração de $H^+$ passa de $10^{-4}$ para $10^{-3}$, ou seja, fica 10 vezes maior. Entre pH 5 e pH 3, a diferença é de $10 \times 10 = 100$ vezes.
Um aluno mediu o pH de duas amostras: o café preto, com pH = 5, e a água sanitária, com pH = 12. a) Calcule $[H^+]$ em cada amostra. b) Quantas vezes a concentração de…
Um aluno mediu o pH de duas amostras: o café preto, com pH = 5, e a água sanitária, com pH = 12.
- a) Calcule $[H^+]$ em cada amostra.
- b) Quantas vezes a concentração de $H^+$ do café é maior do que a da água sanitária?
- c) Explique por que uma diferença de apenas uma unidade de pH representa uma variação de dez vezes na concentração de $H^+$.
Misturas e chuva ácida
Mistura de ácido com base
Quando se mistura um ácido forte com uma base forte, $H^+$ e $OH^-$ reagem e formam água: $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$. O pH final depende de quem sobra. Os passos são:
-
Calcule $n = C \cdot V$ (com V em litros) para $H^+$ e para $OH^-$.
-
Subtraia: o íon em maior quantidade fica em excesso.
-
Divida o que sobrou pelo volume total para obter a concentração.
-
Calcule o pH (ou o pOH).
A chuva "normal" já é ácida
O ar contém $CO_2$. Ao se dissolver na água da chuva, ele forma ácido carbônico, que se ioniza em pequena extensão:
$$CO_2(g) + H_2O(l) \rightleftharpoons H_2CO_3(aq)$$ $$H_2CO_3(aq) \rightleftharpoons H^+(aq) + HCO_3^-(aq)$$Por isso a água de chuva limpa tem pH em torno de 5,6, e não 7. Chamamos de chuva ácida a de pH menor que esse valor, em geral por óxidos de enxofre e de nitrogênio emitidos pela queima de combustíveis, como se viu historicamente na região de Cubatão (SP).
Misturam-se 100 mL de uma solução de $HCl$ 0,10 mol/L com 100 mL de uma solução de $NaOH$ 0,050 mol/L, a 25 °C. Considere os volumes aditivos e ambos os eletrólitos…
Misturam-se 100 mL de uma solução de $HCl$ 0,10 mol/L com 100 mL de uma solução de $NaOH$ 0,050 mol/L, a 25 °C. Considere os volumes aditivos e ambos os eletrólitos totalmente ionizados.
- a) Calcule a quantidade de matéria de $H^+$ e de $OH^-$ antes da reação.
- b) Determine qual íon está em excesso e a quantidade de matéria que sobra.
- c) Calcule a concentração do íon em excesso na mistura e o pH final.
- d) A mistura é ácida, básica ou neutra? Justifique.
Uma equipe de estudantes analisa a chuva em duas cidades. A amostra A tem pH = 5,6 e a amostra B tem pH = 4,6. Uma colega afirma: "a chuva B é só um pouco mais ácida que…
Uma equipe de estudantes analisa a chuva em duas cidades. A amostra A tem pH = 5,6 e a amostra B tem pH = 4,6. Uma colega afirma: "a chuva B é só um pouco mais ácida que a A, pois a diferença é de apenas uma unidade."
- a) Calcule $[H^+]$ e $[OH^-]$ em cada amostra a 25 °C.
- b) Compare quantitativamente a acidez das duas amostras e avalie a afirmação da colega.
- c) Explique por que a água da chuva "normal" é levemente ácida (pH em torno de 5,6) mesmo sem poluição, citando o papel do $CO_2$ da atmosfera e escrevendo as equações envolvidas.
De volta ao início: o suco de limão (pH 2), o café (pH 5) e a água sanitária (pH 12) cabem na mesma régua porque o pH mede a concentração de $H^+$ em escala logarítmica, ligada a $K_w$.