A dissociação da água

          Produto iônico da água (Kw):

          A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, ainda que muito baixa, como consequência da sua habilidade de sofrer uma autodissociação, que pode ser escrita como:

H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)

          A condição do equilíbrio é dada por [H3O+][OH-] / [H2O]2. No entanto, como a concentração de moléculas de água é essencialmente constante, podemos simplificar a expressão, escrevendo apenas [H+][OH-], que é conhecida como Kw (constante de dissociação da água ou produto iônico da água). O valor dessa expressão é constante, e pode ser calculado experimentalmente. À temperatura de 25 oC, independentemente de a água ser destilada ou suja e lamacenta, o produto das concentrações de do íon H+ e do íon OH- é sempre constante e vale 1,0 x 10-14. A soma [H+] + [OH-], portanto, deve sempre resultar 1,0 x 10-14 mol/L.

  Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14 

          pH e pOH:

          Como [H3O+][OH-] é uma constante, podemos dizer que estas duas concentrações são "balanceadas" uma em relação à outra, isto é, quando uma aumenta a outra diminui e vice-versa. Isso nos permite calcular a concentração de uma a partir da outra, já que sabemos o valor do produto: 1,0 x 10-14 mol/L. Por exemplo, numa solução 0,02 M de HCl, quais seriam as concentrações dos dois íons? Veja:

          O HCl é um ácido forte e por isso está totalmente dissociado. Como a estequiometria da reação de ionização do ácido (HCl H+ + Cl-) é 1:1:1, se a concentração de HCl é 0,02 M, a concentração de H+ na solução é também 0,02 M. Agora, de posse do valor de [H+], encontramos facilmente a concentração de OH-:

          [H+][OH-] = 1,0 x 10-14    [0,02][OH-] = 1,0 x 10-14 
          [OH-] = (1,0 x 10-14) / (2,0 x 10-2)    [OH-] = 5,0 x 10-13 mol/L

          A concentração hidrogeniônica [H+] em uma solução pode variar de mais de 10 mol/L a menos de 1 x 10-15 mol/L. Porém, não faz muito sentido considerar medidas concentrações altíssimas ou baixíssimas de íons H3O+. Assim, foi convencionada uma faixa de concentrações [H+], de acordo com o produto iônico da água, entre 1,0 mol/L e 1,0 x 10-14 mol/L. Soluções com [H+] acima de 1 mol/L já são ácidas demais para terem sua força ácida medida, isto é, a quantidade de espécies H+ em solução é mais do que suficiente para que a solução seja considerada fortemente ácida. Por outro lado, concentrações de H+ abaixo de 1,0 x 10-14 mol/L são pequenas demais para serem consideradas, ou seja, são desprezíveis.

          Usualmente, para se medir a força ácido-básica de uma solução, utiliza-se uma escala de pH, que varia de 0 a 14. O pH é definido como o logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica [H+]. Assim, os valores 0 e 14 significam, respectivamente, concentrações 1,0 mol/L e 1,0 x 10-14 mol/L, já que -log (1,0) = 0 e -log (1,0 x 10-14) = 14. Com o conceito de pH podemos introduzir outro: o pOH que, por analogia, é definido como o logaritmo negativo da concentração hidroxiliônica [OH-]. A soma de pH + pOH sempre resultará 14. Por isso, se o pH de uma solução é 3,2 seu pOH é 10,8 e vice-versa.

          Podemos então classificar as soluções em três tipos, em relação à sua força ácido-básica:

          Nos cálculos de problemas envolvendo pH, geralmente usa-se a seguinte sequência: É fornecida a concentração hidrogeniônica da solução, como, por exemplo, 3,2 x 10-4 mol/L. Pela propriedade dos logaritmos tem-se que: -log (3,2 x 10-4) = - (log 3,2 + log 10-4). Lembre-se que logbbc = c; assim: log 10-x = -x. Pode-se ainda fornecer a concentração hidroxiliônica da solução para, a partir dela, calcular-se o pH.

          Veja alguns exemplos de problemas envolvendo pH e pOH (use, se for preciso, uma calculadora científica para os cálculos de logaritmos):

          pH = -log (1,0 x 10-3) = - (log 1 + log 10-3) = - (0 - 3,0) = 3,0

          pH = -log (4,6 x 10-3) = - (log 4,6 + log 10-3) = - (0,66 - 3,0)= 2,34

          A concentração que foi dada é de espécies NaOH e não de íons H3O+. Sabemos que o NaOH é uma base forte e, por isso, encontra-se completamente ionizada em solução. A equação que descreve esse processo é NaOH Na+ + OH-. Assim, pela proporção 1:1:1, a concentração de íons OH-será igual à concentração de espécies NaOH dada no problema. Logo, temos que [OH-] = 2,0 x 10-2 mol/L. Agora, fazemos a seguinte operação:

          [H+][OH-] = 1,0 x 10-14    [H+][2,0 x 10-2] = 1,0 x 10-14   
          [H+] = (1,0 x 10-14) / (2,0 x 10-2)    [H+] = 5,0 x 10-13 mol/L

          Com o valor de [H+] calculamos o pH da solução:

          pH = -log (5,0 x 10-13) = - (log 5 + log 10-13) = - (0,7 - 13,0) = 12,3

          A concentração que foi dada é de espécies H2SO4 e não de íons H3O+. Sabemos que o H2SO4 é um ácido forte e, por isso, encontra-se completamente ionizada em solução. A equação que descreve esse processo é H2SO4 2 H+ + SO42-. Assim, pela proporção 1:2:1, a concentração de íons H+ será duas vezes a concentração de espécies H2SO4 dada no problema. Logo, temos que [H+] = 5,0 x 10-3 mol/L. Com o valor de [H+] calculamos o pH da solução:

          pH = -log (5,0 x 10-3) = - (log 5 + log 10-3) = - (0,7 - 3,0) = 2,3

          Desta vez temos que fazer a operação inversa:

          [H+] = antilog (-pH) = 10-pH   antilog (-11,68) = 10-11,68 = 2,1 x 10-12 mol/L

          A definição de pH como sendo -log [H+] foi estendida para outros casos. Desse modo, podemos falar em pKa, pKb etc. É muito comum encontrarmos valores de pKa para ácidos e pKb para bases. O pKa de um ácido HA é -log Ka, ou seja, -log ([A-][H+] / [HA]). Para uma base MOH, o pKb é -log Kb, ou seja, -log ([M+][OH-] / [MOH]).