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Videoaula – Equilíbrio Iônico

Prof. Bode

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Para compreender o equilíbrio iônico em solução aquosa, pode-se recorrer aos conceitos de equilíbrio químico, mas aplicados no estudo da reação de auto-ionização da água, como mostra a seguinte equação:

Formula-Ionica

Ao passo que moléculas de água formam cátion H+ e ânions OH, outros íons H+ e OH se juntam para formar outras moléculas de água. Como estes dois processos opostos acontecem ao mesmo tempo, em dado momento se atinge o equilíbrio, quando a concentração dos íons se mantém constantes.
E, para todo equilíbrio químico, pode-se calcular uma constante através das concentrações dos participantes da reação. No caso da auto-ionização da água, a constante desse equilíbrio é dada por Kw, onde:

Kw = [H+].[OH] = 10-14 (à 25 ºC)

Então, sempre que multiplicada as concentrações em mol por litro dos íons ([H+] ou [OH]), o resultado deve ser 10-14. Por exemplo, caso a concentração de H+ seja 10-3 mol por litro, a concentração de OH deve valer 10-11.

O importante a entender nesse ponto é o fato de que sempre há coexistência dos dois íons na água líquida, mas em concentrações diferentes. Assim, por tais valores de concentração, pode-se definir a água líquida como neutra, ácida ou básica (alcalina).

No caso da água neutra (à 25 ºC), as concentrações dos íons devem ser iguais, e isto só é válido quando os valores das concentrações de ambos for 10-7 mol por litro. Se a água estiver ácida: [H+] > 10-7 (10-5, 10-3) e [OH] < 10-7 (10-9, 10-11). Se a água for básica, temos: [H+] < 10-7 (10-9, 10-10) e [OH] > 10-7 (10-5, 10-4).

Agora, trabalhar com valores exponenciais nem sempre demonstra com clareza a relação maior ou menor das concentrações e, portanto, a operação matemática logaritmo pode ser aplicada sobre o valor da concentração em mol por litro para que se obtenha um valor inteiro, o qual permite comparação mais simplificada.

O cálculo do pH é justamente aplicação do cologaritimo (-1.log) no valor da concentração em mol por litro do cátion H+. E o pOH, por conseguinte, é a aplicação do cologaritmo no valor da concentração em mol por litro de OH. Em equações, têm-se:

pH = -log10[H+] e pOH = -log10[OH]

Em um exemplo simples, se a concentração em mol por litro de H+ for 10-3, o pH terá valor 3. O mesmo vale para as concentrações em mol por litro de OH.

Entretanto, após tais operações matemáticas realizadas, ocorre uma inversão de escalas, pois quanto maior a concentração em mol por litro, menor o valor do cologaritmo. Assim, faz-se uma outra referência de neutralidade, acidez ou basicidade da água, agora baseada no pH e pOH, abaixo demonstrada:

Água Neutra:
• [H+] = [OH] = 10-7 mol por litro
• pH = pOH = 7

Água Ácida:
• [H+] > 10-7 mol por litro (10-4 > 10-5 > 10-6…)
• pH < 7 (4 < 5 < 6)
• * quanto menor o pH, maior a concentração de H+ e maior a acidez.

• [OH] < 10-7 mol por litro (10-10 < 10-9 < 10-8…)
• pOH < 7 (10 > 9 > 8)
• * quanto maior o pOH, menor a concentração de OH e menor a basicidade.

Água Básica:
• [H+] < 10-7 mol por litro (10-10 < 10-9 < 10-8…)
• pH < 7 (10 > 9 > 8)
• * quanto maior o pH, menor a concentração de OH e menor a acidez.

• [OH] > 10-7 mol por litro (10-4 > 10-5 > 10-6…)
• pOH < 7 (4 < 5 < 6)
• * quanto menor o pOH, maior a concentração de OH e menor a acidez.

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