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.: $$HCl, HNO_{3}, CH_{3}COOH$$
- Uma base é uma espécie que contém um par de elétrons capazes de aceitar um próton $$H^+$$ de um ácido. Ex.: $$NH_{3}, N_{2}H_{4}, OH^{-}$$
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:
$$2H_2O \rightarrow H_3O^{+}+ OH^{-}$$
Esse processo é denomidado AUTOPROTÓLISE, e ocorre com outros solventes além da água.
Esse equilíbrio tem uma constante dada por: $$K_w=[ H_3O^{+}][OH^{-}]$$ 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:
\(HA+H_2O \rightarrow A^{-}+ H_3O^{+}\)
Em solução aquosa, uma base de Bronsted-Lowry B se comporta de acordo com:
\(B+H_2O \rightarrow BH^{+} + OH^{-}\)
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 $$H_3O^{+}$$ nas soluções aquosas, e sua definição é:
$$pH=-log[H_3O^{+}]$$
Na água pura, temos que $$[H_3O^{+}]=[ OH^{-}]$$. Logo,
$$[H_3O^{+}]^2=10^{-14}$$
$$[H_3O^{+}]=10^{-7}$$
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,
$$[H_3O^{+}]=[HCl]=0.01$$ 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
$$[H_3O^{+}]= \frac{K_{w}}{[ OH^{-}]}=\frac{10^{-14}}{0.4}=2.5 \cdot 10^{-13}$$ mol/L
$$pH=-\log(2.5×10^{-13})$$
$$pH=12.60$$
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:
$$[OH^{-}]=[ H_3O^{+}]=10^{-7}$$
$$pOH=-\log(10^{-7})$$
$$pOH=7$$
É importante perceber que o pOH e o pH de soluções aquosas estão intimamente relacionados.
Temos:
$$[H_3O^{+}]x[OH^{-}]=K_{w}$$
$$\log[H_3O^{+}] + \log[OH^{-}] = \log(K_{w})$$
$$-\log[H_3O^{+}] – \log[OH^{-}] = – log(K_{w})$$
$$pH + pOH = pK_{w}$$
A 25°C, temos:
$$pH + pOH = 14$$