Equilíbrio Químico pH e pOH


A acidez e a basicidade das soluções podem ser evi­denciadas pelas concentrações de H+ e OH~. Porém, sua verificação causa certas confusões em função do expo­nencial negativo. Soren Peter Lauritz Sõrensen criou a escala de pH e pOH, para facilitar a determinação. O termo pH signifi­ca potencial hidrogeniônico e pOH significa potencial oxidriônico ou hidroxiliônico. Trata-se de uma escala logarítmica, dada pela equação: pH – – log [H+] pOH – – log [OH-].

Equilíbrio Químico

A 25°C, a soma entre o pH e o pOH é igual a 14. Observe: [H+] • [OH-] = IO”14. Aplicando -log em ambos os membros da igualdade -log [H+] + (-log [OH-]) = -log IO”14.

Se divergir em 2 unidades com o de outra solu­ção, como por exemplo, pH = 2 e pH = 4, a [H+J na solução de pH = 2 é cem vezes mais concentra­da que na solução de pH = 4. pH = 2 -> [H+J = l • IO-2 mol/l pH = 4 ->  [H+] = l • 10~4 mol/l. Dessa forma, pode-se verificar a acidez das soluções e substâncias presentes no cotidiano.

água pura
[H+] = 1,0 • IO-7 mol/l   pH = 7
[OH-] – 1,0 • IO-7 mol/l  pOH = 7

meio neutro
[H+] = 1,0 • IO-3 mol/l     pH = 3

vinagre
[OH-] – 1,0 • IO-11 mol/l  pOH = 11

meio ácido
[H+] = 1,0 • IO”5 mol/l    pH = 5

cafezinho
[OH-] = 1,0 • IO-9 mol/l  pOH = 9

meio ácido

limpador com amónia
[H+] = 1,0 • IO-12 mol/l   pH = 12
[OH-] = 1,0 • IO-2 mol/l  pOH = 2

meio básico

clara de ovo
[H+] = 1,0 • IO”8 mol/l    pH = 8
[OH-] = 1,0 • 10-* mol/l  pOH = 6

Hidrólise de sais

Quando um sal é colocado em água, pode vir a so­frer uma reação chamada de hidrólise, a qual reconstitui o ácido e(ou) a base que lhe deram origem.
A reação de hidrólise é feita entre o íon do sal que provém de um eletrólito fraco (ácido ou base), que re­constitui o eletrólito de origem.
Hidrólise do sal formado por reação entre ácido fraco e base forte (pH > 7,O). Como exemplo, será adotado o NaCN, formado pela reação: NaCN + H2O -> HCN + NaOH. O NaCN.

Se o pH de uma solução divergir em uma uni­dade com o de outra solução, como por exemplo, pH = 2 e pH — 3, a [H+J na solução de pH — 2 é dez vezes mais concentrada que a solução de pH = 3. pH = 2 -+  [H+] = l • IO’2 mol/l pH = 3 ->  [H+] = l • IO-3

NaCN -> Na+(aq) + CN-(iq)

O Na+ é um cátion proveniente de base forte e o CN~ é um ânion proveniente de um ácido fraco. Somen­te o eletrólito fraco hidrolisa; sendo assim, a reação de hidrólise é: CN- + HOH   ± HCN + OH-

O íon CN~ reage com o H+ da água, refazendo o ácido de origem e liberando íons OH~ (hidróxido ou oxidrila). Pode-se concluir que a solução resultante terá pH > 7,0 ou será básica, graças à presença de íons OH~ livres na solução.

Observações
•        Quando Ka > Kb —> solução levemente áci­da.
•        Quando Kb > Ka —> solução levemente bá­sica.
•        Quando Kb = Ka —> solução neutra.
Kw = IO-14 mo\/l Ka = constante de ionização do ácido

Hidrólise do sal formado por reação entre ácido forte e base fraca (pH  <  7,0) Importante Observe que o eletrólito fraco sempre entra na reação de hidrólise e o eletrólito forte influencia o pH da solução (se a base é forte, tem-se p H > 7,0; se o ácido é forte, tem-se pH < 7,0). Um sal formado por cátion de base forte e ânion de ácido forte não sofre hidrólise. Assim:
•       a solução aquosa é neutra;
•       pH = 7.

Observe que o cátion NH/ reage com o OH~ da água e forma a base de origem, liberando H+ na solução, tor­nando a solução ácida (pH < 7,0).

Produto de solubilidade

Soluções formadas por eletrólitos pouco solúveis normal­mente apresentam corpo de fundo ou precipitado, são, portanto saturadas. Pode-se então presumir que a porção solubilizada (parte saturada da solução) entra em equilí­brio dinâmico com a porção sólida (corpo de fundo). Deve-se considerar o equilíbrio: CaCOv . ZÍ Ca2+   , + CO,2-,

Hidrólise do sal formado por reação entre ácido fraco e base fraca (pH = 7,O). Neste caso, tanto o ácido como a base formadores do sal são fracos. Dessa forma, os íons NH/ e CN” efe-tuam a reação de hidrólise.

Quando a velocidade de precipitação (formação da porção sólida) for igual à velocidade de solubilização (formação dos íons), tem-se a condição de equilíbrio quí­mico, em que a constante é: + CN- + HOH ZÍ NH4OH + HCN.

Observe que, durante a hidrólise, tanto a base como o ácido de origem foram refeitos, não ocorrendo libera­ção de H+ e OH~. Dessa forma, a solução será neutra. A expressão da constante de hidrólise deste sistema é:

Ka-Kb
[NH4OH].[HCN]
[nh;hcn-]
Kw = IO’14 moVt
Ka = constante de ionização do ácido
Kb = constante de dissociação da base

Sabendo que a concentração molar de um sólido é constante a uma dada temperatura, pode-se escrever: Kc • [CaCO3] = [Ca2+] • [CO32~] Kc • [CaCO3] = Kps (constante do produto de solubilidade).

Kps = [Ca2+] • [CO2-]

Chama-se produto de solubilidade o produto das con­centrações iônicas na solução saturada, elevadas a expoen­tes que são os índices na fórmula da substância.