METALEIROS DA QUÍMICA: pH e pOH

pH e pOH

1. Produto iônico da água

A água é um eletrólito muito fraco, com condutibilidade elétrica muito baixa.

A ionização da água ocorre conforme a equação abaixo:

Considerando o que foi exposto acima, vamos colocar a constante de ionização para o equilíbrio anterior:

Como o grau de ionização da água é baixo, a concentração em mol/L da água, [H₂O], é praticamente constante.
Sabendo que [H₂O] é constante, o produto K_i . [H₂O] também será constante, e denominado K_w, produto iônico da água.

K_w só varia com a temperatura, com a mudança da temperatura ocorre a variação do valor numérico de K_w.
Quando a temperatura aumenta, a reação de ionização é favorecida, ou seja, as moléculas dissociam-se formando um número maior de íons. Logo, o produto das concentrações desses íons (K_w) aumenta.

TEMPERATURA	K_W
0°C	0,12 x 10^-14
15°C	0,46 x 10^-14
25°C	1,0 x 10^-14
50°C	5,5 x 10^-14
100°C	51 x 10^-14

2. Soluções ácidas, básicas e neutras

Água pura e solução neutra

A ionização de uma molécula de água gera um íon hidroxônio e um íon hidróxido. Logo, em água pura, a concentração hidrogeniônica é igual à concentração hidroxilônica.

Solução ácida

Ao dissolver um ácido na água ocorre o aumento da concentração hidrogeniônica.

Exemplo:

Sabendo que o produto [H⁺] .[OH^–] é constante, se [H⁺] aumentar, logo [H^–] diminui.

“Um meio é ácido quando [H⁺] > [OH^–]”.

A 25°C, teremos em um meio ácido:
[H⁺] > 1 x 10^-7 mol/L
[OH^–] < 1 x 10^-7 mol/L

Por exemplo, se num meio ácido em que, a 25°C, [H⁺] = 1 . 10^-4 mol/L e [OH^–] = 1 . 10^-10 mol/L terá caráter ácido.

Solução básica ou alcalina

Ao dissolver uma base na água, ocorre um aumento da concentração hidroxiliônica.

Exemplo:

Sabendo que o produto [H⁺] . [OH^–] é constante, se [OH^–] aumentar, logo [H⁺] diminui.

“Um meio é básico ou alcalino quando [OH^–] > [H⁺]”.

A 25° C, teremos em um meio ácido:

[OH^–] > 1 . 10^-7 mol/L
[H⁺] < 1 . 10^-7 mol/L

Por exemplo, se num meio em que, a 25°C, [OH^–] = 1 . 10^-3 mol/L e [H⁺] = 1 . 10^-11 mol/L terá caráter básico.

Resumidamente, a 25°C, temos:

soluções [H₃O⁺] = 1 . 10^-7 mol/L
neutras [OH^–] = 1 . 10^-7 mol/L

soluções [H₃O⁺] > 1 . 10^-7 mol/L
ácidas [OH^–] < 1 . 10^-7 mol/L

soluções [H₃O⁺] < 1 . 10^-7 mol/L
básicas [OH^–] > 1 . 10^-7 mol/L

Lembre-se que a 25°C:

[H₃O⁺] . [OH^–] = 1,0 x 10^-14

3-
pH:
Sörensen definiu pH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidrogeniônica:
pH = log 1/[H⁺]
Ou ainda, como o cologarítmo da concentração hidrogeniônica:
pH = colog [H⁺]
Ou seja:
pH = log 1/[H⁺] → pH = log 1 – log [H⁺]
Como log 1 = 0:
pH = -log[H⁺] ou pH = colog [H⁺]
que é igual ao inverso do log.
Vejamos a variação do pH em função das concentrações de H⁺ e OH^-, a 25 °C:
Meio neutro: pH = 7
Meio ácido: pH < 7
Meio básico: pH > 7
pOH:
Por analogia, define-se pOH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidroxiliônica:
pOH = log 1/[OH^-]
Ou ainda, como sendo o cologaritmo da concentração de OH^-:
pOH = colog [OH^-]
Assim:
pOH = log 1/[OH^-] → pOH = log 1 – log [OH^-]
Como log 1 = 0:
pOH = -log[OH^-] ou pOH = colog [OH^-]
Vejamos a variação do pOH em função das concentrações de OH^- e H⁺:
Meio neutro: pOH = 7
Meio ácido: pOH > 7
Meio básico: pOH < 7
Relação entre pH e pOH:
pH + pOH = 14 (25 °C)
Observação:
Os conceitos de pH e pOH indicam que em qualquer solução coexistem H⁺ e OH^-. Por mais ácida que seja a solução, sempre existirão, embora em pequeno número, íons OH^-. Nas soluções básicas também estarão presentes os íons H⁺. As concentrações desses íons jamais se anulam.

4. pH e grau de ionização

Considere um ácido fraco genérico H_kA. Ao dissolver M mols desse ácido em água, de maneira que forme 1 litro de soluçai, a concentração em mol/L e a normalidade serão:

O grau de ionização do ácido é:

Logo, a quantidade em mols que ioniza = α . M.

Considere o equilíbrio da ionização:

A concentração hidrogeniônica no equilíbrio final é:

Portanto: [H⁺] = α . N ou [H⁺] = α . k . M

Sendo que k é o número de hidrogênios ionizáveis.

pH
Sörensen definiu pH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidrogeniônica:
pH = log 1/[H⁺]
Ou ainda, como o cologarítmo da concentração hidrogeniônica:
pH = colog [H⁺]
Ou seja:
pH = log 1/[H⁺] → pH = log 1 – log [H⁺]
Como log 1 = 0:
pH = -log[H⁺] ou pH = colog [H⁺]que é igual ao inverso do log.
Vejamos a variação do pH em função das concentrações de H⁺ e OH^-, a 25 °C:
Meio neutro: pH = 7
Meio ácido: pH < 7
Meio básico: pH > 7
pOH
Por analogia, define-se pOH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidroxiliônica:
pOH = log 1/[OH^-]
Ou ainda, como sendo o cologaritmo da concentração de OH^-:
pOH = colog [OH^-]
Assim:
pOH = log 1/[OH^-] → pOH = log 1 – log [OH^-]
Como log 1 = 0:
pOH = -log[OH^-] ou pOH = colog [OH^-]
Vejamos a variação do pOH em função das concentrações de OH^- e H⁺:
Meio neutro: pOH = 7
Meio ácido: pOH > 7
Meio básico: pOH < 7
Relação entre pH e pOH:
pH + pOH = 14 (25 °C)
Observação:
Os conceitos de pH e pOH indicam que em qualquer solução coexistem H⁺ e OH^-. Por mais ácida que seja a solução, sempre existirão, embora em pequeno número, íons OH^-. Nas soluções básicas também estarão presentes os íons H⁺. As concentrações desses íons jamais se anulam.
Sörensen definiu pH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidrogeniônica:
pH = log 1/[H⁺]
Ou ainda, como o cologarítmo da concentração hidrogeniônica:
pH = colog [H⁺]
Ou seja:
pH = log 1/[H⁺] → pH = log 1 – log [H⁺]
Como log 1 = 0:
pH = -log[H⁺] ou pH = colog [H⁺]
que é igual ao inverso do log.
Vejamos a variação do pH em função das concentrações de H⁺ e OH^-, a 25 °C:
Meio neutro: pH = 7
Meio ácido: pH < 7
Meio básico: pH > 7
pOH
Por analogia, define-se pOH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidroxiliônica:
pOH = log 1/[OH^-]
Ou ainda, como sendo o cologaritmo da concentração de OH^-:
pOH = colog [OH^-]
Assim:
pOH = log 1/[OH^-] → pOH = log 1 – log [OH^-]
Como log 1 = 0:
pOH = -log[OH^-] ou pOH = colog [OH^-]
Vejamos a variação do pOH em função das concentrações de OH^- e H⁺:
Meio neutro: pOH = 7
Meio ácido: pOH > 7
Meio básico: pOH < 7
Relação entre pH e pOH:
pH + pOH = 14 (25 °C)
Observação:
Os conceitos de pH e pOH indicam que em qualquer solução coexistem H⁺ e OH^-. Por mais ácida que seja a solução, sempre existirão, embora em pequeno número, íons OH^-. Nas soluções básicas também estarão presentes os íons H⁺. As concentrações desses íons jamais se anulam.

5. pH e constante de ionização (ki) Tendo conhecimento da concentração da solução e a constante de ionização, podemos calcular o pH. Com os valores da concentração e do pH, calcula-se o valor de K_i.

Exemplo:

Vamos calcular a constante de ionização do ácido cianídrico, tendo conhecimento de que o pH de uma solução 0,04M de HCN é 5.

Nesse caso, temos:

pH = 5 ⇒ [H⁺] = 1 . 10^-5 mol/L

Analisemos atentamente o equilíbrio:

6. Calculo do pH em temperatura diferente de 25ºC

A temperatura provoca o aumento do produto iônico da água.

Numa temperatura de 25°C, temos:

K_w = [H⁺] . [OH^–] = 1,0 x 10^-14 (mol/L)²

Aumentando a temperatura para 45°C, temos:

K_w = [H⁺] . [OH^–] = 4,0 x 10^-14 (mol/L)²

Para qualquer temperatura é válido o seguinte:

meio neutro: [H⁺] = [OH^–]
meio ácido: [H⁺] > [OH^–]
meio básico: [OH^–] > [H⁺]

25°C	45°C
Meio neutro [H⁺] = [OH^–] = 1,0 x 10^-7 mol/L pH = 7 pOH = 7	Meio neutro [H⁺] = [OH^–] = 2,0 x 10^-7 mol/L pH = - log 2,0 x 10^-7 = 6,7 pOH = - log 2,0 x 10^-7 = 6,7
Meio ácido [H⁺] > 1,0 x 10^-7 mol/L pH < 7 pOH > 7	Meio ácido [H⁺] > 2,0 x 10^-7 mol/L pH < 6,7 pOH > 6,7
Meio básico [OH^–] > 1,0 x 10^-7 mol/L pOH < 7 pH > 7	Meio básico [OH^–] > 2,0 x 10^-7 mol/L pOH < 6,7 pH > 6,7

Portanto, a 45°C, um meio com pH = 7 é básico.

8. Soluções – tampão

Solução-tampão é aquela que não sofre variação apreciáveis de pH ao adicionarmos pequenas quantidades de ácido forte ou base forte.

“As soluções-tampão, em geral, são soluções formadas por ácido fraco e um sal do mesmo ácido, ou uma base fraca e um sal da mesma base.”

Exemplos:

1) H₃C — COOH + H₃C — COONa
2) H₂CO₃ + NaHCO₃
3) NH₄OH + NH₄Cl

Considere uma solução-tampão formada por H₃C — COOH e H₃C — COONa.
Se adicionarmos a esta solução uma pequena quantidade de NaOH, tal solução praticamente desaparece, pois entra em reação com o ácido do tampão e o pH sofre apenas um pequeno aumento.

NaOH + H₃C — COOH → H₃C — COONa + H₂O

9. Formula de Henderson–Hasselbach

Considere uma solução-tampão formada por um ácido fraco HA e um sal B⁺A^–. Visto que o ácido é fraco, sua ionização pode ser representada por:

A dissociação do sal seria:

Ao colocar o K_i para o ácido, teremos:

Tomando o (-log) do 1º e 2º membros:

Como o ácido é fraco e o sal é muito dissociado, quase todo o A^– vem do sal, e assim quase toda a concentração de A^– é igual à concentração do sal B⁺A^–.

Temos: