Equilíbrio em solução aquosa: pH e pOH

·         Produto iônico da água (Kw)

H2O(l) — H+ (aq) + OH- (aq)  (Processo de equilíbrio de autoionização da água)

*Se colocar [H2O] na fórmula de constante de ionização (K= [Produto]/[Reagente]), o resultado será constante na mesma temperatura, assim, foi criado a constante Kw:

K= [H+] . [OH-]/[H2O]   —>       Kc= [H2O] = [H+] . [OH-]

                                                    Kw= [H+] . [OH-]

Logo, quanto maior o [H+] na relação, menor o [OH-] e vice-versa.

·         pH e pOH    

                          1- pH = 7 --- neutro
                     2- pH > 7 --- básica(alcalino)
                     3- pH < 7 --- ácido

     Exemplo: [H+] = 10(elevado a –x) e [OH-]= 10(elevado a -7)

·         pH= -log [H+]  —>  pH= -log 10(elevado a –x) = pH= x

·         pOH= -log [OH-] —>  pOH= -log 10(elevado a –y) = pOH= y

      Kw= [H+] . [OH-] = 1,0 . 10(elevado a -14)  (a 25ºC) *valor tabelado
[10(elevado a –x)] . [10(elevado a -4)] = 10(elevado a -4)
x+y= 14

       Logo:    pH + pOH= 14

Exemplos:

a)      Solução aquosa de HCl ( Preparada em laboratório com [HCl]= 1 . 10(elevado a -3)mol/L e dado valor de alfa=100%)

HCl (dissolvida em H2O) —> H+ (aq) + Cl-(aq)

     [H+]= 1 . 10(elevado a -3)mol/L

     pH= -log  10(elevado a -3)

     pH= 3 —> ácido

     3 + pOH=14 —> pOH=11

 

b)      Solução aquosa de NaOH (Preparada com [NaOH]= 1 . 10(elevado a-2)mol/L e alfa=100%)

    NaOH (dissolvida em H2O) —> Na+ (aq) + OH- (aq)

    [OH-]= 1 . 10(elevado a -2)mol/L

    pOH= 2 —> pH=12 —> básico

	[H+], mol/L	[OH-], mol/L	[H+] . [OH-]	pH	pOH
Neutro	= 10 (elevado a -7)	= 10 (elevado a -7)	[H+] = [OH-]	=7	= 7
Ácido	> 10 (elevado a -7)	< 10 (elevado a -7)	[H+] > [OH-]	< 7	>7
Alcalino	< 10 (elevado a -7)	> 10 (elevado a -7)	[H+] < [OH-]	> 7	< 7

·         Quando o alfa não for 100%, é necessário calcular a concentração pela fórmula.

 [H+]= alfa . molaridade

 Ex. Solução aquosa de 1,0 . 10(elevado a -3)mol/L, com alfa=90%

       [H+]=0,90 . 1,0 .10(elevado a -3) = 9 . 10(elevado a -4) mol/L.

 

                                         Hidrólise Salina

 

1)      Sal composto por ácido forte e base forte, a solução é neutra.

         Sal(dissolvido em H2O)  —> base forte + ácido forte

    Exemplo: NaCl(s)(dissolvido em H2O) —> Na+ (aq) OH-(aq) + H+(aq) + Cl (aq)

[H+] = [OH-]

pH= 7 —> neutro

     2)      Sal composto por ácido forte e base fraca, a solução é ácida(predomina caráter ácido).

        Sal(dissolvido em H2O) —> base fraca + ácido forte

    Exemplo:Fe2+Cl-2(s)(dissolvido em H2O) —> Fe(OH)2 +  2H+(aq) + 2Cl-(aq)

[H+] > [OH-]

pH < 7 —> ácido

Ocorre hidrólise do cátion,  pois a solução é ácida.

3)      Sal composto por ácido fraco e base forte, a solução é alcalina (predomina caráter básico)

Sal(dissolvido em H2O) —> base forte + ácido fraco

       Exemplo: NaCN(s)(dissolvido em H2O) —> Na+(aq) + OH-(aq) +HCN

[H+] < [OH-]

pH > 7 —> básico

Ocorre hidrólise do ânion, pois é uma solução básica.

4)      Sal composto por ácido fraco e base fraca

        Sal(dissolvido em H2O) —> ácido fraco + base fraca

Exemplo: NH4 CN(s)(dissolvido em H2O) NH4+ + CN- + H+ + OH-

 NH4OH + HCN

 Kb=1,8 . 10(elevado a -5) > Ka=1,0 . 10(elevado a -10)

 [OH-] > [H+] —> Solução Alcalina

 pH > 7

* Ka > Kb —> solução ácida

* Ka < Kb —> solução básica

* Ka = Kb —> solução neutra

Ocorre hidrólise do cátion e do ânion

 

                                         Regras Práticas

(para saber se um ácido/base é forte ou fraco)

     1)      Bases —> 1A e 2A(-Mg) =  bases fortes

                   Outras famílias = bases fraca

 

2)    Ácidos

a)      Hidrácidos —> HCl, HBr e HI = ácidos fortes

                               Outros ácidos = ácidos fracos

b)      Oxiácidos —> Se y-x maior ou igual a 2 = ácido forte
 HxAOy           Se y-x menor ou igual a 1 = ácido fraco

c)       Orgânico (c) —> ácido fraco