Equilíbrios iônicos e Equilíbrio iônico da Água

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Equilíbrios iônicos e Equilíbrio iônico
da Água
ESTUDAR OS EQUILÍBRIOS IÔNICOS EM GERAL E COMPREENDER O EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA EM
DETALHES, PRINCIPALMENTE O FUNCIONAMENTO DAS ESCALAS DE POTENCIAL HIDROGENIÔNICO
(PH) E POTENCIAL HIDROXILIÔNICO (POH).
Equilíbrio iônico
Equilíbrio iônico é o equilíbrio químico que envolve íons, particularmente íons em solução aquosa. Como a
água é o principal solvente na natureza e também na indústria, o equilíbrio iônico é de fundamental
importância.
Os equilíbrios iônicos em soluções aquosas são muito importantes principalmente porque permitem o
estudo da força de ácidos e bases. De acordo com a maioria dos autores, entende-se por “força de um ácido”
sua facilidade de se ionizar liberando íons H O (ou, abreviadamente falando, H ). Então, quanto maior for
a força de um ácido, maior será sua tendência de liberação de íons H , ou seja, maior será sua tendência à
ionização.
Vamos comparar dois ácidos, HCl e HCN . A primeira vista poderíamos achar que tanto HCl como HCN têm
a mesma força pois ambos são hidrácidos (ácidos não oxigenados) e ambos são monoácidos (ácidos com
apenas 1 hidrogênio ionizável), mas na verdade não é o que acontece.
Consideremos duas soluções aquosas de mesma concentração molar: 0,1 mol/L de HCl e 0,1 mol/L de HCN.
Em cada uma delas adicionamos pedaços iguais de magnésio metálico e em ambas teremos as reações dos
ácidos com magnésio com liberação de hidrogênio gasoso:
 conforme a Teoria Ácido-Base de Arrhenius ou
conforme a Teoria Ácido-Base
de Brönsted-Lowry.
 
No entanto, nota-se uma diferença bastante considerável:
3 + +
+
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Na solução de HCl a liberação de H gasoso é intensa, com rápida corrosão do pedaço de magnésio metálico.
Na solução de HCN a liberação de H gasoso é discreta e o pedaço de magnésio metálico demora e mostrar
sinais de corrosão.
Isso ocorre porque o ácido clorídrico HCl está totalmente ionizado e o ácido cianídrico apenas parcialmente
ionizado, então o HCl dá origem a mais íons H (ou H O ) em solução aquosa, reagindo mais rapidamente
com o magnésio metálico. Concluindo: HCl dá origem a muitos íons H O em solução e pode ser classificado
como “ácido forte”; HCN dá origem a poucos íons H (ou H O ) em solução e pode ser classificado como
“ácido fraco”. 
Considerando as reações de equilíbrio (1) e (2), a partir delas escrevemos as expressões da constante de
equilíbrio:
Ácido Clorídrico   e Ácido Cianídrico  .
 
Pesquisando na literatura os valores de Ka para HCl e HCN, temos:
2 
2 
+ 
3
+
3
+ 
+
3
+
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Ácido Valor de Ka
HCl > 1 x 10
HCN 6,2 x 10
 
A interpretação destes valores de Ka permite obter muitas informações.
Vejamos o caso do HCl: seu valor de Ka é muito alto e isso significa que [H ] e [Cl ] (valores no numerador
da fração  )  são grandes e [HCl] é pequeno (valor no denominador da fração). Ou seja:
como Ka é um valor alto, no equilíbrio a concentração molar de íons H + e de Cl é alta e a concentração
molar de HCl (ácido não ionizado) é bem pequena. Logo, quando o valor de Ka é alto, o ácido é muito
ionizado (o ácido é “forte”).
Vejamos o caso do HCN: seu valor de Ka é muito baixo e isso significa que [H ] e [CN ] (valores no
numerador da fração  ) são muito pequenos e que [HCN] é alto (valor no denominador da
fração). Logo, quando o valor de Ka é pequeno, o ácido é pouco ionizado (o ácido é “fraco”).
Então, consultando o valor de Ka para qualquer ácido em tabelas de constantes físico-químicas, podemos
conhecer a força deste ácido a partir de um raciocínio muito simples:
Raciocínio análogo pode ser feito para bases: quanto maior for o valor de Kb, mais ionizada é a base, maior
será sua força. Exemplo: amônia NH3. A partir do equilíbrio químico.
Podemos escrever a seguinte equação de Kb
Como Kb é um valor pequeno (de acordo com a literatura, Kb=1,8x10 ) concluímos que quando se dissolve
NH em água [NH ] e [OH ] são pequenos e [NH ] é grande. Então, como NH é uma base pouco ionizada,
NH é uma base fraca.
3
-10
+ -
+  - 
+ -
-5
3 4
+ -
3 3
3
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No caso de bases inorgânicas (cuja força também depende de sua dissolução), quanto mais solúvel for a
base, mais dissociada será a base, maior será a quantidade de íons OH liberados, maior será o valor de Kb e
maior será a sua força.
Equilíbrio iônico da água
Todos nós apreciamos uma limonada gelada no verão mas dificilmente alguém gosta de experimentar
diretamente o suco do limão. O ácido que existe nestes dois líquidos é o mesmo (ácido cítrico), contudo
sabemos que a limonada é bem menos ácida que o limão puro. Isso ocorre porque na limonada o ácido está
mais está mais diluído que no limão puro, ou seja, no preparo da limonada se acrescenta água ao suco de
limão e isso dilui o ácido; podemos dizer então que a acidez do suco é bem menor. Como podemos comparar
a acidez de duas amostras? Estudando o Equilíbrio Iônico da Água.
Sabe-se que as moléculas de água podem sofrer um fenômeno conhecido como auto-ionização, conforme a
reação:
Equilíbrio da Água
E esta mesma reação pode ser abreviada como: 
Todos os sistemas em equilíbrio apresentam sua equação de Kc (constante de equilíbrio em termos de
concentração molar) e então podemos escrever:
.  Como a concentração de água [H O] é muito maior que as concentrações dos
íons H e OH , e o equilíbrio é extremamente deslocado para a esquerda, podemos considerar [H O]
constante e teremos Kc.[H O] = [H ].[OH ] .
Assim sendo, o valor Kc.[H O] será chamado Kw, ou seja, constante de equilíbrio iônico da água ou, mais
freqüentemente produto iônico da água e a equação será Kw = [H ].[OH ].
Pesquisas mostraram que, a 25ºC, o valor de Kw = 1,0 x 10 . Assim sendo, quando a água está pura, a 25ºC
temos:
[H ] = [OH ] = 1X10 mol.L
Se as concentrações de H e de OH são iguais: a solução é neutra.
Se a concentração de H for maior que a de OH : a solução é ácida.
Se a concentração de OH for maior que a de H : a solução é básica ou alcalina.
O quadro abaixo resume estas informações:
-
2
+ -
2
2
+ -
2
+ -
-14
+ - -7 -1
+ -
+ -
- +
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Note que o valor de Kw = 1x10 é uma constante de equilíbrio e portanto serve para todos os equilíbrios
iônicos em soluções aquosas, quer sejam ácidas, básicas ou neutras. Portanto, se para uma solução aquosa
qualquer conhecermos o valor de [H ], podemos calcular seu valor de [OH ] (ou vive-versa) usando as
expressões seguintes:
Kw = [H ] . [OH ]      ou      1 x 10 = [H ] . [OH ] 
Exemplo: calcule o valor da [OH ] para uma amostra de ácido cítrico na qual [H ]  =2,3 x 10 mol/L
Então, aplicando a fórmula de Kw, teremos:
1 x 10 = [H ] . [OH ]    então    1 x 10 = [2,3 x 10 ] . [OH-]
E portanto finalizando este exemplo teremos [OH ] = 4,3 x 10 mol/L.
Potencial hidrogeniônico : pH
Como os valores das concentrações dos íons H e OH são sempre muito pequenas, o químico L. Sorensen
propôs que se aplicasse sobre elas a função logarítmica, para obter resultados mais fáceis de trabalhar.
Assim teremos:
Neste caso pH significa “potencial hidrogeniônico”, e pOH significa “potencial hidroxiliônico”.
Os valores obtidos com estes cálculos formarão as escalas de pH e pOH que nos permitem avaliar acidez e
basicidade (esta última também conhecidacomo “alcalinidade”). A escala mais usada, sem dúvida, é a escala
de pH. Você já ouviu que sabonetes infantis têm pH neutro, que o pH das piscinas tem que ser controlado,
que o pH da água do aquário deve ser ajustado.
A escala abaixo traz alguns exemplos de valores de pH:
-14
+ -
+ - -14  + -
- + -4
-14  + - -14  -4
- -11
+ - 
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Note que:
Quanto maior for o valor de [H ], menor será o valor do pH.
Quanto maior for o valor do [OH ], maior será o valor do pH.
Isso significa que quanto menor for o valor do pH, maior é a acidez da amostra, e quanto maior for o pH da
amostra, maior será seu caráter básico (ou alcalino). É o que mostra a imagem abaixo:
+
-
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Então já sabemos que, conhecendo a concentração molar de íons H de uma solução é possível determinar o
seu valor de pH, bastando usar a fórmula de Sorensen:
            (análogo funciona para pOH )
E se ocorrer o inverso, ou seja, se tivermos o valor do pH (obtido experimentalmente) e quisermos conhecer
a concentração molar dos íons H ? Neste caso, basta recorrer à função inversa do logaritmo, que é a função
exponencial.
        (novamente o análogo funciona para [OH-] )
Para facilitar os cálculos sabemos que, para uma mesma amostra, a soma dos seus valores de pH e pOH
sempre deve ser igual a 14.
+ 
+
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Exemplo: uma amostra de desinfetante doméstico apresentou concentração molar de íons H igual a 7,2
x10 mol/L.
Calcule para esta amostra:
a. o valor do pH
b. o valor da [OH ]
c. o valor do pOH
Como  pH = - log [H  ] então pH = - log 7,2 x 10 portanto pH = 9,14
Como  Kw = [H  ] . [OH ] então 1 x 10 = 7,2 x 10 . [OH ] portanto [OH  ] = 1,39 x 10 mol/L.
Como pH + pOH = 14 então 9,14 + pOH = 14
então pOH = 4,86
Indicadores de pH ou Indicadores Ácido-Base
Existem substâncias capazes de mudar de cor conforme são colocadas em uma solução mais ácida ou mais
básica. A solução aquosa do chá de repolho roxo, por exemplo, funciona desta forma: adquire cor vermelha
em contacto com soluções ácidas e cor verde em contacto com soluções básicas.
+
-10
-
+  -10  
+  - -14 -10  - -  -5
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A substância usada como indicador deve ser adicionada em pequenas quantidades à solução, e pela cor
resultante saberemos se esta é ácida, neutra ou básica, associando esta cor a escala de pH previamente
conhecida.
Cada indicador tem sua escala de cores associada à escala de pH, (potencial hidrogeniônico), cujos valores
indicam quantitativamente a acidez/basicidade da solução: a escala vai de zero a catorze, sendo que zero é
um meio muito ácido e catorze é um meio muito básico. A meio caminho fica o valor de pH igual a sete,
indicando uma solução neutra.
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Legenda: TESTE DE COR
Como funcionam estes indicadores? Ao serem adicionados a uma solução, ligam-se aos íons H ou OH . Esta
ligação provoca uma alteração da configuração eletrônica do indicador, cujo resultado é a mudança de cor.
Os indicadores são substâncias orgânicas de fórmulas complexas e que apresentam um caráter de ácido
fraco ou de base fraca. Se, por exemplo, o indicador for um ácido fraco (HInd), teremos:
HInd : é o indicador na forma protonada, o qual apresenta a cor A
Ind : é o indicador na forma desprotonada, o qual apresenta a cor B
Neste exemplo, a adição de um excesso de base (OH ) deslocaria o equilíbrio facilmente para a direita
favorecendo a reação 1, produzindo a espécie química Ind que apresenta a COR B. Por outro lado, a adição
de um ácido (H ) deslocaria o equilíbrio facilmente para a esquerda favorecendo a reação 2, produzindo a
espécie química HInd que apresenta a COR A.
Dependendo do indicador escolhido, a mudança de cor (chamada de viragem do indicador) ocorre numa
faixa de pH diferente.
A figura a seguir mostra alguns indicadores ácido - base e suas cores aproximadas nos dois extremos da
escala de pH.
+ -
-
-
-
+
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Indicador Cor a pH baixo (muito ácido) Cor a pH alto (muito basico)
Azul de Bromofenol amarelo violeta
Vermelho do Congo azul vermelho
Laranja de Metilo vermelho amarelo
Azul de Bromotimol amarelo azul
Fenolftaleína incolor rosa - carmim
 
Os indicadores são muito usados nos laboratórios de análises clínicas, nas estações de tratamento de águas,
nas indústrias, e até mesmo para uso doméstico para cuidar da água de piscinas e aquários.
Alguns indicadores estão disponíveis a seco, embebidos em papéis, como é o caso do tornassol.
Amplamente utilizado e de fácil armazenamento e transporte, o indicador conhecido como “papel de
tornassol” mostra rapidamente quando está imerso em um meio ácido ou alcalino tornando-se vermelho ou
azul, respectivamente.
Caso seja necessária uma determinação da acidez/basicidade com maior precisão pode-se usar um
equipamento chamado pHmetro, que consiste em um eletrodo conectado a um circuito potenciômetro.
MEDIDOR DE PH
ATIVIDADE FINAL
Objeto disponível na plataforma
Informação:
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A tabela abaixo mostra os valores aproximados de pH característicos de
alguns sistemas:
 
 
A respeito deles é incorreto afirmar que:
 
A. A clara de ovo é o sistema menos ácido. 
B. A saliva é o líquido mais próximo da neutralidade. 
C. No leite a concentração molar de íons OH é menor que a concentração molar de íons H 
D. Exceto o suco de laranja e o vinagre todos os outros líquidos são neutros ou básicos. 
REFERÊNCIA
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto
Alegre: Bookman, 2007.
FELTRE; R. Fundamentos da Química. vol único  2 ed. São Paulo: Saraiva, 1997.
PERUZZO, T.M.; CANTO, E. Química na abordagem do cotidiano. vol. único. São Paulo: Moderna, 1998.
REIS, M. Completamente Química. vol. único. São Paulo, FDT, 2006
REIS, M. Interatividade Química. Vol único. Coleção Delta. São Paulo, FTD, 2007
- +.
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RUSSELL, J.B. Química Geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 2004. v. 1.
http://www.scielo.br/scielo.php?pid=S0100-40422007000100038&script=sci_arttext consultado em
10/12/2013.
http://www.ufjf.br/nupis/files/2011/02/aula-3-potenciometria.pdf  consultado em 10/12/2013.
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