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.
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:
2H2O→H3O++OH−
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 10−14. 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+H2O→A−+H3O+
Em solução aquosa, uma base de Bronsted-Lowry B se comporta de acordo com:
B+H2O→BH++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=10−14
[H3O+]=10−7
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 10−7).
- O pH de uma solução aquosa ácida é menor que 7 (pois a concentração de é maior que 10−7).
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−]=10−140.4=2.5⋅10−13 mol/L
pH=−log(2.5x10−13)
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+]=10−7
pOH=−log(10−7)
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