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Aula Zero -- Eletrólitos e Cálculo do pH de Soluções de Ácidos e Bases Fortes

Aula de Ivna Gomes

Eletrólitos e não eletrólitos

Um eletrólito é qualquer substância que, dissociada ou ionizada, libera cátions e ânions pela adição de solvente ou por aquecimento. A solução de um eletrólito é condutora de eletricidade e é chamada de solução eletrolítica.

Uma substância que não libera íons nessas condições e, portanto, não se torna condutora de eletricidade, é chamada de um não eletrólito. Uma solução de uma substância desse tipo é chamada de não eletrolítica.

As soluções de ácidos e bases, nossos objetos de estudo nesta parte do curso, são eletrolíticas.  

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Conceito de ácidos e bases de Bronsted-Lowry

Antes de começar os estudos sobre o pH das soluções, é importante compreender os conceitos de ácido e base que utilizaremos no decorrer deste curso. Entre diversas teorias ácido-base, a mais relevante nos estudos de equilíbrios iônicos é a teoria de Bronsted-Lowry. Segundo ela:

  • Um ácido é uma espécie que contém um átomo de hidrogênio ácido que pode ser transferido na forma de H+ a uma base. Ex.: HCl,HNO3,CH3COOH
  • Uma base é uma espécie que contém um par de elétrons capazes de aceitar um próton H+ de um ácido. Ex.: NH3,N2H4,OH

É importante também saber que os ácidos e as bases podem ser classificados de acordo com sua força.

  • Ácidos fortes são aqueles completamente desprotonados em solução; bases fortes são aquelas completamente protonadas em solução.
  • Os ácidos fracos não estão completamente desprotonados; bases fracas não estão completamente protonadas.

Produto iônico da água

A água é um ácido, pois, na presença de uma base, pode liberar seu íon H+, e também uma base, pois na presença de um ácido, um dos pares não ligantes do oxigênio pode capturar o íon H+ liberado por aquele. A água tem um comportamento que chamamos de ANFIPRÓTICO. Ela se autoioniza como segue:

2H2OH3O++OH

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Esse processo é denomidado AUTOPROTÓLISE, e ocorre com outros solventes além da água.

Esse equilíbrio tem uma constante dada por: Kw=[H3O+][OH] e seu valor a 25°C é 1014. Este é o produto iônico da água e K_{w} é sua constante de autoionização.

Em solução aquosa, um ácido de Bronsted-Lowry HA se comporta como segue:

HA+H2OA+H3O+

Em solução aquosa, uma base de Bronsted-Lowry B se comporta de acordo com:

B+H2OBH++OH

No caso das bases de Arrhenius, como o KOH, NaOH ou Ba(OH)2, a base de Bronsted-Lowry que reage como o exemplo genérico acima é o OH liberado por elas estequiometricamente.

 

O conceito de pH

O conceito de pH foi criado para facilitar a escrita das concentrações de H3O+ nas soluções aquosas, e sua definição é:

pH=log[H3O+]

Na água pura, temos que [H3O+]=[OH]. Logo,

[H3O+]2=1014

[H3O+]=107

Portanto, o pH da água pura a 25°C é 7. Temos que:

  • Em uma solução neutra, o pH = 7.
  • O pH de uma solução aquosa básica é maior que 7 (pois a concentração de é menor que 107).
  • O pH de uma solução aquosa ácida é menor que 7 (pois a concentração de é maior que 107).

 

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Cálculo de pH em soluções aquosas de ácidos fortes

Exemplo 1: Cálculo do pH de uma solução de HCl com concentração 0,01 mol/L.

Sendo um ácido forte, o HCl se ioniza totalmente em solução. Logo,

[H3O+]=[HCl]=0.01 mol/L

pH=log(0.01)

pH=2

Isso confere com nossas previsões para soluções ácidas.

Exemplo 2: Cálculo do pH de uma solução de KOH com concentração 0,4 mol/L.

Cada unidade de KOH fornece um ânion OH.

Logo,

[OH]=[KOH]=0,4 mol/L

Do produto iônico da água, temos

[H3O+]=Kw[OH]=10140.4=2.51013 mol/L

pH=log(2.5x1013)

pH=12.60

Isso confere com nossas previsões para soluções básicas.

 

O pOH das soluções

Muitas expressões quantitativas de concentrações são simplificadas quando usamos os logaritmos. Generalizando, para uma espécie X, temos:

pX=log[X]

Assim, o pOH é definido por:

pOH=log[OH]

Por exemplo, o pOH da água pura é:

[OH]=[H3O+]=107

pOH=log(107)

pOH=7

É importante perceber que o pOH e o pH de soluções aquosas estão intimamente relacionados.

Temos:

[H3O+]x[OH]=Kw

log[H3O+]+log[OH]=log(Kw)

log[H3O+]log[OH]=log(Kw)

pH+pOH=pKw

A 25°C, temos:

pH+pOH=14