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Ácidos e Bases



 

Acidez / Basicidade

Quem não sabe identificar, dentre várias frutas, aquelas que são ácidas? Praticamente, todos sabem fazer esta identificação, principalmente, se provarmos esta fruta.

Mas o que quer dizer ácido? Quando uma pessoa fala que uma laranja é ácida e uma banana não é, ela está se baseando no sabor.

Geralmente, as substâncias ácidas são azedas, amargas. O termo ácido deriva do latim acidu e significa azedo.

E base, o que é? Bases são substâncias, geralmente, escorregadias (quando molhadas ou em solução aquosa) e adstringentes, também chamadas de álcalis.

Atenção - Adstringente não é sabor, mas sim, uma sensação, um efeito.

Adstringência é o efeito de apertar, unir, comprimir. Então, quando se coloca uma base na boca, sente-se um apertar, ou seja, a boca comprimi-se em resposta ao estímulo.

Banana verde, leite de magnésia, sabão em pó, em barras, limpadores com amoníaco e cal hidratada são alguns exemplos de bases presentes no dia-a-dia das pessoas.

Um ácido tem a propriedade de neutralizar uma base e uma base tem a propriedade de neutralizar um ácido. Ou melhor, um tem a capacidade de anular o efeito do outro, produzindo um sal.

Evolução dos conceitos.

No século XVIII, muitos cientistas acreditavam que para uma substância ser ácida, ela necessitava ter oxigênio em sua composição.

Isso era verificado, experimentalmente, em ácidos conhecidos na época, tais como: ácido sulfúrico, nítrico, fosfórico, acético, etc. Entretanto, mais tarde, Gay-Lussac mostrou que para uma substância ser considerada ácida, não era necessário a presença de oxigênio, mas sim, de hidrogênio combinado com outros elementos, tal como ocorria com o ácido muriático (nome popular para a solução aquosa de HCl, com impurezas). Na época, eles não conseguiram explicar esta observação.

Nos século XIX e XX, muitas definições surgiram para tentar explicar a presença e o comportamento de ácidos e bases.

Entre elas, algumas receberam maior destaque: definição de Arrhenius, de Bronsted-Lowry, de Lewis e de Pearson.

Svant Arrhenius, no final do século XIX, desenvolveu um amplo trabalho sobre dissociação de compostos. Em 1887, ele propõe a teoria de dissociação iônica, a qual dizia, que determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, davam origem à íons positivos e negativos.

As experiências às quais Arrhenius se fundamentou, se baseavam em condutividade elétrica em soluções aquosas.

Tendo estes conceitos de dissociação em mente, Arrhenius definiu um ácido como sendo um composto, que dissociado em água, libera íons H+.

Ácidos e Bases

Arrhenius definiu as bases como sendo compostos, que dissociados em água, libera íons OH-.

Ácidos e Bases

Quando se mistura uma substância ácida com outra básica, ocorre o que chamamos de reação de neutralização, que é uma reação exotérmica, ou seja, que libera calor ao ocorrer.

As reação de neutralização se baseiam na reação entre os íons H+ (do ácido) e os íons OH- (da base), formando água como um dos produtos.

Ácidos e Bases

A definição de ácidos e bases de Arrhenius é utilizada até os dias atuais, entretanto, ela se aplica a poucas substâncias, principalmente, às que possuem H+ e OH- para serem liberados e só em meio aquoso.

Ácido

Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+ .

Alguns anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).

Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoría de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protão, segundo esta definição, é um ácido de Lewis ( tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de eletrões), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted- Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, h2PO4 - se doarem o H+ durante a reação.

Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.

Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de eletrons.

Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outros são o ácido sulfúrico e o ácido nítrico.

Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equílibrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.

Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio

Ao tratar de hidrácidos:

São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.

Ao tratar de Oxiácidos:

Considere a notação geral: Ácidos e Bases.

Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1).

Um ácido moderado se: y - x = 1 .

Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .

Base

Segundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que liberta única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de ions H+ sendo considerado base as soluções que têm pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos.

Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.

Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+) Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.

As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:

H2SO4 + Ca(OH)2 ? 2 H2O + CaSO4

(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)

HCl + NaOH ? H2O + NaCl

(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)

Algumas bases (álcalis) conhecidas:

Soda Cáustica (NaOH)

Leite de magnésia (Mg(OH)2)

Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)2)

Cloro de piscina

Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica)

Banana verde

Antiácidos em geral

Produtos de limpeza

Amônia (Nh2)

Sabão (todos) e detergente

Fonte: www2.fc.unesp.br

Ácidos e Bases

A TEORIA ÁCIDO-BASE

  1- A teoria de Brönsted-Lowry

Os conceitos clássicos de ácido e base foram dados por Arrhenius, em 1884. Segundo ele, ácidos são substâncias capazes de liberar íons H+ quando em solução aquosa, e bases são substâncias capazes de liberar íons OH-, também em solução aquosa. Quando foram observadas determinadas reações em soluções não aquosas, os químicos sentiram uma necessidade de ampliar os conceitos clássicos. Surgiram então novos conceitos, baseados nas estruturas moleculares e eletrônicas das substâncias.

Observando que todos os ácidos de Arrhenius continham hidrogênios ionizáveis, J. N. Brönsted e T. M. Lowry propuseram, independentemente que:

Ácido - é toda espécie química capaz de ceder prótons.

Base - é toda espécie química capaz de receber prótons.

Veja os seguintes exemplos:  

HCl + H2O Ácidos e Bases H3O+ + Cl-

NH3 + H2O Ácidos e Bases NH4+ + OH-

Observando os exemplos acima concluímos que não se pode afirmar que uma substância é ácido ou base. Ela será um ácido se conseguir transferir prótons, e será base se conseguir receber prótons. De acordo com esse conceito, a água (e muitas outras substâncias) poderá ser ácido ou base, dependendo do outro reagente.

Lembremos ainda que não é necessária a presença de água para que uma substância seja ácido ou base.

2- Ácidos e bases conjugados

Seja um ácido HA que se dissocia: HA Ácidos e Bases H+ + A-. Essa reação libera o próton H+ e o ânion A-.

Vamos supor que ocorra simultaneamente a reação inversa: H+ + A- Ácidos e Bases HA. Nesta reação inversa, o ânion A- se associa com o próton.

Logo, A- é uma base. Dizemos então que A- é a base conjugada do ácido HA. Na prática, todas as dissociações são reversíveis; logo todo ácido possui sua base conjugada. Da mesma forma, toda base possui seu ácido conjugado.

Veja: NH3 + H+ Ácidos e Bases NH4+. O íon NH4+ é o ácido conjugado da base NH3.

Veja o caso particular de certas reações, como a que ocorre na amônia líquida - o NH3 pode ser tanto ácido como base:

NH3 + NH3 Ácidos e Bases NH4+ + NH2-

3- Força de ácidos e bases

 Um ácido pode ter maior ou menor facilidade em ceder prótons. Quanto mais facilmente liberar prótons, dizemos que mais forte é o ácido.

Seja a dissociação do ácido clorídrico: HCl Ácidos e Bases H+ + Cl-. O tamanho das setas indica o grau de deslocamento da reação. Vemos que a reação inversa tem baixa intensidade. É claro que se um ácido libera prótons facilmente (ácido forte), a reação inversa será mais difícil. O HCl em solução aquosa tem grande facilidade em liberar H+ e Cl-.

A reação inversa, que envolve a associação desses dois íons, será difícil. Isto quer dizer que o HCl é um ácido forte e terá uma base conjugada bastante fraca (Cl-).

Portanto: " Se um ácido é forte, sua base conjugada será fraca e vice-versa ".

Existem dois fatores importantes que influenciam a força dos ácidos:

Hidrogênio polarizado - Uma substância é realmente considerada um ácido quando apresentar pelo menos um hidrogênio apreciavelmente polarizado. Quanto mais polarizado ele for, mais atraído será pela base receptora de prótons.

Tamanho do átomo ligado ao hidrogênio - Quanto maior o átomo maior será a distância de ligação e menor será a atração do hidrogênio polarizado. Teremos então um ácido mais forte, pois o próton poderá sair mais facilmente.

Nos compostos orgânicos, é muito importante o tipo de radical ligado ao carbono que possui o hidrogênio ionizável (proveniente de um grupo OH). Veja a teoria ácido-base dos compostos orgânicos.

4- A teoria de Lewis

Mantendo a teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, G. N. Lewis apresentou uma nova ampliação dos conceitos, baseando-se em estruturas eletrônicas:

Base é toda espécie química que possui um par de elétrons periféricos capazes de efetuar uma ligação coordenada.

Ácido é toda espécie química que possui um orbital periférico vazio, capaz de comportar um par de elétrons proveniente de outra espécie química.

 Veja, por exemplo, o alumínio. No estado fundamental, a configuração eletrônica da sua última camada é 3s2 3p1. Quando combinado com outros elementos, sua configuração é um conjunto de orbitais híbridos - sp3 - capaz de efetuar três ligações covalentes. No entanto, observando o esquema abaixo, vemos que mesmo efetuando essas três ligações, o alumínio ainda apresenta um orbital vazio, capaz de aceitar um par de elétrons. Isso caracteriza o alumínio como um ácido de Lewis.

Ácidos e Bases

 

Assim, na reação HCl + NH3 Ácidos e Bases NH4+ + Cl-

O HCl é:

          a) Ácido de Bronsted-Lowry, porque cede H+

          b) Ácido de Lewis, porque efetua ligação coordenada

O NH3 é:

          a) Base de Bronsted-Lowry, porque recebe H+

          b) Base de Lewis, porque forma ligação coordenada com H+

Fonte: www.geocities.com

Ácidos e Bases

Ácidos e Bases
Medidor de pH por eletrodo

Ácidos e bases (também chamadas de álcalis) são costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivos capazes de dissolver metais como se fossem comprimidos efervescentes. Mas a presença dos ácidos e base na nossa vida cotidiana é bem mais ampla e menos agressiva do que se imagina.

Eles também são componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos. São ainda matérias primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais. A tal ponto que a produção de ácido sulfúrico e soda cáustica de um país chega a ser considerada um dos indicadores do seu nível de atividade econômica.

Definições de ácidos e bases

A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que - em solução aquosa - liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-.

Assim, quando diluído em água, o cloreto de hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como segue:

Ácidos e Bases

Já o hidróxido de sódio, a popular soda cáustica, ao se ionizar em água, libera uma hidroxila OH-, definindo-se assim como base:

Ácidos e Bases

Um desdobramento da definição de Arrhenius é a regra de reação para ácidos e bases entre si, segundo a qual:

Ácidos e Bases

Se reagirmos os já citados ácido clorídrico e soda cáustica, teremos:

Ácidos e Bases

 

Sendo o NaCl, o cloreto de sódio, o nosso velho conhecido sal de cozinha.

Outras definições de ácidos e bases

Uma outra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. Bronsted e pelo inglês Thomas Lowry, independentemente, ficando conhecida como definição protônica. Segundo os dois, ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação, enquanto base é uma substância capaz de receber um próton.

A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato de nem todas as substâncias que se comportam como bases liberarem uma hidroxila OH-, como é o caso da amônia (NH3). Além disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do químico sueco.

Bronsted e Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam. Já o norte-americano Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver sua definição. De acordo com ela, ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares.

A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e a definição protônica, que, entretanto, continuam válidas dentro de suas próprias abrangências.

Identificação dos ácidos e bases

Os ácidos possuem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas ricas no ácido de mesmo nome. Já as base tem gosto semelhante ao do sabão (sabor adstringente). Mas, felizmente, há modos mais eficazes e seguros de identificar ácidos e bases do que o paladar.

É possível medir a concentração de hidrogênio iônico em uma solução a partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, escala de pH.

Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Os valores menores que sete classificam a solução medida como ácida e os maiores que sete, como alcalinos (bases).

Escala de pH:

Ácidos e Bases

Para se medir o pH, usam-se combinações de substâncias indicadoras, como a fenolftaleína, que mudam de cor conforme a posição da substância testada na escala acima.

Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador, que mede as diferenças de potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14.

Carlos Roberto de Lana

Fonte: www2.uefs.br

Ácidos e Bases

As funções mais importantes da química: ácidos e bases.

São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fostatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora de ácido mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores provocados pela liberação de ácido lático.

Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos.

Os próprios termos são medievais: "Ácido" vem da palavra latina "acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter esta denominação. "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali", que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido a presença de carbonato de potássio. A palavra "sal" já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo.

Nesta aula-virtual, veremos de que forma podemos classificar substâncias como ácidos ou bases, as principais propriedades destes grupos, o conceito de pH e a força relativa destas substâncias.

Auto-Ionização da água

Os íons hidrônio e hidróxido

A água, como já falamos no QMCWEB, é uma substância deveras bizarra.

Entre várias propriedades anômalas, há uma de particular interesse no estudo de ácidos e bases: a auto-ionização.

De fato, duas moléculas de água podem interagir e produzir dois íons: um cátion, o hidrônio, e um ânion, o hidróxido. É uma reação onde ocorre uma transferência de próton de uma molécula de água para outra. A existência da auto-ionização da água foi provada, ainda no século IXX, por Friedrich Kohlraush.

Ele descobriu que a água, mesmo que totalmente purificada e de-ionizada, ainda apresenta uma pequena condutividade elétrica. Kohlraush atribuiu esta propriedade à existência de íons na água, mais precisamente íons hidrônios e hidróxidos.

A compreensão da auto-ionização da água é o ponto de partida para os conceitos de ácidos e bases aquosos.

Definição de Arrhenius

Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que levavam em conta o caráter estrutural das moléculas foi desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhenius, um químico suéco. Ele propôs que os ácidos eram substâncias cujos produtos de dissociação iônica em água incluiam o íon hidrogênio (H+) e bases as que produzem o íon hidróxido (OH-).

Este conceito, embora utilizado até hoje, tem sérias limitações:

1) só pode ser empregado a soluções aquosas

2) o íon H+, de fato, sequer existe em solução aquosa

3) não pode ser aplicado para outros solventes

4) segundo este conceito, somente são bases substâncias que possuem OH- em sua composição.

É verdade para o NaOH, mas outras substâncias, como a amônia, não são bases de acordo com o conceito de Arrhenius.

Definição de Bronsted

Em 1923, J.N. Bronsted, em Copenhagen (Denmark) e J.M. Lowry, em Cambridge (England) independentemente sugeriram um novo conceito para ácidos e bases.

Segundo eles, ácidos são substâncias capazes de doar um próton em uma reação química. E bases, compostos capazes de aceitar um próton numa reação. Este conceito ficou conhecido como "definição de Bronsted", pois este e seus alunos foram mais ágeis na difusão da nova idéia.

Esta nova definição é bem mais ampla, pois explica o caráter básico da amônia e o caráter ácido do íon amônio, por exemplo.

Ácidos e Bases
Nesta reação, a amônia aceita um próton: é uma base

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Nesta reação, o íon amônio doa um próton: é um ácido

Repare que, na reação com amônia, a água se comporta como um ácido, pois doa um próton; já na reação com o amônio, a água se comporta como uma base, pois aceita um próton deste íon.

A água, portanto, é um exemplo de substância anfiprótica, isto é, moléculas que podem se comportar como um ácido ou como uma base de Bronsted.

Pares Conjugados

Como vimos, a noção de ácidos e bases de Bronsted envolve, sempre, a transferência de um próton - do ácido para a base. Isto é, para um ácido desempenhar seu caráter ácido, ele deve estar em contato com uma base.

Por exemplo: o íon bicarbonato pode transferir um próton para a água, gerando o íon carbonato.

Ácidos e Bases

Ácidos e Bases
O íon HPO
42- é a base conjugada do íon H2PO4-.

Como a reação é reversível, o íon carboxilato pode atuar como uma base, aceitando, na reação inversa, um próton do íon hidrônio - que atua como um ácido. Portanto, os íons bicarbonato e carbonato estão relacionados entre si, pela doação ou ganho de um próton, assim como a água e o íon hidrônio. Um par de substâncias que diferem pela presença de um próton é chamado de par ácido-base conjugado.

Desta forma, o íon carbonato é a base conjugada do ácido bicarbonato, e o íon hidrônio é o ácido conjugado da base H2O.

Força Relativa

Em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, enquanto que algumas bases são melhores aceptoras de prótons do que outras.

Por exemplo: uma solução aquosa de HCl diluída consite, praticamente, de íons cloreto e hidrônio, uma vez que quase 100% das moléculas do ácido são ionizadas. Por isso, este composto é considerado um ácido de Bronsted forte.

Em contraste, uma solução diluída de ácido acético contém apenas uma pequena quantidade de íons acetato e hidrônio - a maior parte das moléculas permanece na forma não ionizada. Este composto é, portanto, considerado um ácido Bronsted fraco.

De acordo com o modelo de Bronsted, um ácido doa um próton para produzir uma base conjugada. Entretanto, esta base conjugada pode vir a aceitar o próton de volta, retornando ao ácido conjugado. A espécie capaz de se ligar mais fortemente ao próton é que vai determinar a força do ácido ou da base.

Portanto,

a) quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base conjugada

Neste caso, a ligação H-A é bastante fraca, e o íon A- é estável, ou seja, é uma base fraca.

b) quanto mais fraco for o ácido, mais forte é a base conjugada.

Isto significa que a ligação H-A é uma ligação forte, pois o íon A- é pouco estável e representa uma base forte, que tende a recapturar o próton.

Kw, Ka e Kb

A constante de ionização da água, Kw

Como vimos anteriormente, a água sofre um processo de auto-ionização, produzindo íons hidrônios e hidróxidos.

Ácidos e Bases

Entretano, como o íon hidróxido é uma base muito mais forte do que a água, da mesma forma que o íon hidrônio é um ácido muito mais forte, o equlíbrio é grandemente deslocado para o lado esquerdo da equação. De fato, a 25oC, apenas 2 de cada um bilhão de moléculas sofrem auto-ionização.

Quantitativamente, podemos descrever o processo como:

Ácidos e Bases

Todavia, em água pura ou em uma solução aquosa diluída, o termo [H2O] é uma constante (55,5 mol/L).

Desta forma, podemos simplificar a equação acima como:

Keq.[H2O]2 = Kw e

Kw = constante de ionização da água = [H3O+].[OH-]

a 25oC, Kw = 1,008 x 10-14 M2

Esta expressão de Kw é muito importante, e deve ser memorizada, pois é através dela que todos os conceitos de pH e pOH são deduzidos.

A escala de pH

Qual é a concentração de íons hidrônio na água pura, a 25oC?

Esta é uma operação muito simples de se fazer. Sabemos, já, que o produto [H3O+].[OH-] é uma constante (Kw).

Como, dada a equação de auto-ionização, a [H3O+]=[OH-], fica fácil deduzir que [H3O+]= (Kw)1/2. Portanto, [H3O+] é igual a 0,0000007 M em água pura. O mesmo valor vale para a [OH-].

E qual seria o valor da [H3O+] se adicionássemos, à água, um pouco de HCl suficiente para gerar uma solução 0,001M?

Bem, neste caso seriam duas as fontes de íon hidrônio:

a) vinda da própria auto-ionização da água

b) vinda da ionização do ácido forte de Bronsted.

Então, [H3O+] = (0,0000007) + (0,001) M, ou seja, aproximadamente igual a 0,001M de íons [H3O+].

E qual seria a [OH-] neste caso?

Basta lembrar da valiosa expressão para o Kw, que nos diz que [OH-] = Kw / [H3O+].

Portanto, [OH-] = 1 x 10-11 M.

Ácidos e Bases
As escalas de pH e pOH são complementares

Percebe-se que todos estes números são muito pequenos. Para simplificar o raciocínio, os químicos encontraram uma forma de expressar tanto a [OH-] como a [H3O+] em números decimais positivos, que variam de 0 a 14.

Estes números são chamados de pOH e pH da solução, e são definidos como o negativo do logarítimo de base 10 da concentração do íon na solução.

pH = -log[H3O+]

pOH = -log[OH-]

Como, em água pura, a [OH-]=[H3O+]=1x10-7, tanto o pH como o pOH tem o valor de 7 para a água pura a 25oC.

p ?

Em geral, pX = -logX

Desta forma, temos que X = 10-pX.

Esta informação é muito útil... usaremos a seguir!

A expressão do Kw pode ser reescrita em termos de pH e pOH; basta aplicar -log dos dois lados da equação, e teremos:

(-log[H3O+]) + (-log[OH-]) = (-logKw) ou

pH + pOH = pKw

Devemos lembrar desta relação, pois ela é extremamente útil nos cálculos de pH ou pOH de soluções.

Fonte: www.qmc.ufsc.br

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