PH e POH

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EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
 A água possui caráter anfótero, comportando-se como bases, aceitando prótons, e como ácidos, doando prótons. Quando as moléculas de água se chocam, devido ao seu constante movimento, há uma transferência de próton (H+) de uma molécula para outra, gerando uma autoionização, representada a seguir:
H2O(l) ⟺ H+(aq) + OH−aq) 
Para o sistema anterior, temos a seguinte expressão da constante de equilíbrio:
Ki = [H+][OH−][H2O] 
 Em 1 L de água, a massa é de aproximadamente 1 Kg, e a concentração é constante e igual a 55,5 mol/L. Visto que a concentração da água não sofre variação, obtemos então uma nova constante de ionização: 
Kw = [H+][OH−] 
 Essa nova constante é representada por Kw e recebe o nome de produto iônico da água. Experimentalmente à temperatura ambiente, verifica-se que Kw = 10−14, alterando-se apenas com a mudança de temperatura. Logo:
10−14 = [H+][OH−]→[H+]=[OH−]=10−7mol/L 
 Esses baixos valores justificam o fato de a água ser um eletrólito tão fraco. A neutralidade da água pura deve-se ao fato da concentração dos íons H+ (10−7 mol/L) ser igual a concentração dos íons OH− (10−7 mol/L). Porém, quando uma substância é adicionada à água essas concentrações podem sofrer alterações, afetando o equilíbrio iônico da água. A adição de uma substância ácida ao sistema neutro provocará o aumento da concentração dos íons H+, formando uma solução ácida, e, consequentemente, diminuindo a concentração dos íons OH−.
[H+] > 10−7 mol/L 
[OH−] < 10−7 mol/L
[H+] [OH−] = 10−14 
 Se a concentração de OH−sofrer um aumento significa que a substância adicionada ao meio sofreu ionização liberando íons OH−, tornando a solução básica e, consequentemente diminuindo a concentração de íons H+, devido ao deslocamento do equilíbrio.
[H+] < 10−7
[OH−] > 10−7 
[H+][OH−] = 10−14 
 Mesmo se a adição de uma substância resultar na formação de uma solução ácida ou básica, o produto das concentrações de H+ e OH− mantém-se constante, igual a Kw.
PH E POH
 A concentração molar dos íons H+ e OH−de uma solução são geralmente potências de dez com expoente negativo. Através do uso de logaritmos. Sörensen criou o conceito de pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico):
➢	Potencial hidrogeniônico - É o logaritmo negativo da concentração molar de íons H+.
pH = -log [H+]
 Os valores de pH compreendem uma faixa de 0 a 14 unidades. Quando a solução possuir um valor de pH entre 0 e 7, será uma solução ácida. Se o valor de pH estiver entre 7 e 14, a solução é considerada básica. Quando o pH for igual a 7, trata-se de um meio neutro.
Exemplos de substâncias ácidas:
➢	Potencial hidroxiliônico - É o logaritmo negativo da concentração molar de íons OH−.
pOH = -log [OH−]
Assim como os valores de pH, os valores de pOH também compreendem uma faixa de 0 a 14 unidades. Quando o valor do pOH for maior que 0 e menor que 7, significa que o meio em questão é básico. Se o valor do pOH for maior que 7 significa que o meio é ácido. E se o pOH for igual a 7, o meio é neutro.
Indicadores
Os indicadores são espécies que apresentam cores diferentes conforme o pH do meio em que se encontram. Assim, se desejamos identificar se um meio é básico ou ácido, preparamos soluções desses indicadores para serem gotejadas na substância que se quer identificar. 
·	Azul de bromotimol: Este indicador em meio ácido adquire coloração amarela, mais precisamente em pH abaixo de 6. Em meio básico com pH acima de 7,6, adquire coloração azul, e na faixa de neutralidade da solução a coloração fica esverdeada. Outros exemplos são o alaranjado de metila, papel de tornassol, indicadores naturais como o suco de repolho roxo, entre outros. Um método bastante preciso é a utilização do peagâmetro, que é um aparelho que detecta o pH de substâncias por meio da condutibilidade elétrica.
·	Outros dois indicadores são o papel de tornassol, que fica vermelho na presença de ácidos e azul na presença de bases, e o indicador universal, que apresenta cores diferentes para cada valor de pH.
EXERCÍCIOS
1- Em um potenciômetro, se faz a leitura de uma solução 0,001M de hidróxido de sódio (utilizado na neutralização do ácido lático). Sabendo-se que o grau de dissociação é total, o valor do pH encontrado corresponde a:
a) 2,7. 
b) 5,4. 
c) 12,0. 
d) 11,0. 
e) 9,6.
2- A análise feita durante um ano de chuva da cidade de São Paulo forneceu um valor médio de pH igual a 5. Comparando-se esse valor com o do pH da água pura, percebe-se que a [H+] na água da chuva é, em média: 
a) duas vezes menor.
b) cinco vezes maior.
c) cem vezes maior.
d) duas vezes maior.
e) cem vezes menor.
Gabarito
2- Letra C. O pH da água pura é igual a 7, a concentração de íons H+é de 10-7 mol/L. A água da chuva em questão possui pH igual a 5,logo a concentração dos íons H+ é igual a 10−5. Logo, a relação entre as concentrações é: 
10−510−7 = 100
A concentração dos íons H+ na água da chuva da cidade de São Paulo é 100 vezes maior que na água pura.
Gabarito
1 - Letra D. O hidróxido de sódio (NaOH) encontra-se totalmente dissociado, e isso significa que a concentração dos íons [OH−] no meio é a mesma do NaOH anteriormente, ou seja, 0,001M, ou 10−3. A partir disso, podemos calcular o pOH:
pOH = -log[OH−]
pOH = -log 10−3
pOH= 3*log 10
pOH = 3
Substituindo o valor na equação:
pH + pOH = 14
pH = 14 – 3 = 11
2- Letra C. O pH da água pura é igual a 7, a concentração de íons H+é de 10-7 mol/L. A água da chuva em questão possui pH igual a 5,logo a concentração dos íons H+ é igual a 10−5. Logo, a relação entre as concentrações é: 
10−510−7 = 100
A concentração dos íons H+ na água da chuva da cidade de São Paulo é 100 vezes maior que na água pura.