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Biblioteca de Química
Curso: Biblioteca de Química > Unidade 13
Lição 1: Ácidos, bases e pH- Ácidos e bases de Arrhenius
- Ácidos e bases de Arrhenius
- pH, pOH, e a escala pH
- Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
- Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
- Autoionização da água
- Autoionização da água e Kw
- Definição de pH
- Soluções de ácido forte
- Soluções de base forte
- Força do ácido, tamanho do ânion e energia de ligação
- Identificar ácidos fracos e ácidos fortes
- Identificar bases fracas e bases fortes
- Introdução às reações ácido-base
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Autoionização da água e Kw
Autoionização da água, a constante de autoionização Kw e a relação entre [H⁺] e [OH⁻] em soluções aquosas.
Principais pontos
- A água pode sofrer autoionização para formar os íons
e . - A constante de equilíbrio da autoionização da água,
, é igual a a . - Em uma solução neutra,
- Em uma solução ácida,
- Em uma solução básica,
- Para todas as soluções aquosas a
, as seguintes relações são sempre verdadeiras:
- A contribuição da autoionização da água para
e se torna significante para ácidos extremamente diluídos e soluções básicas.
A água é um composto anfótero
A água é um dos solventes mais comuns para reações ácido-base. Como nós discutimos em um artigo anterior sobre ácidos e bases de Brønsted-Lowry, a água é também anfótera, sendo capaz de agir tanto como um ácido como uma base de Brønsted-Lowry.
Prática : Identificando o papel da água em uma reação
Nas reações a seguir, identifique se a água está desempenhando o papel de um ácido, de uma base ou de nenhum dos dois.
Autoionização da água
Uma vez que ácidos e bases reagem um com o outro, está implícito que a água pode reagir com ela mesma! Mesmo que soe estranho, isso acontece moléculas de água trocam prótons uma com a outra em uma extensão muito pequena. Nós chamamos esse processo de autoionização da água.
A troca de prótons pode ser escrita de acordo com a seguinte equação balanceada:
Uma molécula de água está doando um próton e agindo como um ácido de Bronsted-Lowry, enquanto outra molécula de água aceita o próton, agindo como uma base de Bronsted-Lowry. Isso resulta na formação dos íons hidrônio e hidroxila em uma razão molar igual a 1:1. Para qualquer amostra de água pura, a concentração de hidrônio, , e de hidroxila, , tem de ser iguais:
Perceba que esse processo é prontamente reversível. Uma vez que a água é um ácido fraco e uma base fraca, os íons hidrônio e hidroxila existem em concentrações muito, muito pequenas em relação à água não-ionizada. Quão pequenas são essas concentrações? Vamos descobrir isso examinando a constante de equilíbrio dessa reação (também chamada de constante de autoionização), que tem um símbolo especial, o .
A constante de autoionização,
A expressão da constante de autoionização é
Lembre-se de que quando escrevemos expressões de equilíbrio, as concentrações de sólidos e líquidos não são incluídas. Portanto, a nossa expressão de não incluí a concentração da água, que é um líquido puro.
Nós podemos calcular o valor de a usando o , que é relacionado ao da água. A , o da água pura é igual a . Portanto, nós podemos calcular a concentração de íons hidrônio na água pura:
Na última seção, nós vimos que o hidrônio e a hidroxila são formados em uma razão molar de durante a autoionização da água pura. Nós podemos usar essa relação para calcular a concentração de hidroxila na água pura a :
Isso é um pouco difícil de visualizar, mas é um número extremamente pequeno! Dentro de uma amostra de água, somente uma pequena fração das moléculas de água estarão na forma ionizada.
Agora que sabemos os valores de e de , nós podemos usá-los na nossa expressão do equilíbrio para calcular o a :
Verificando o conceito: Quantos íons hidroxila e hidrônio existem em um litro de água a ?
Relação entre a constante de autoionização, o e o
O fato de que é igual a a nos leva a uma equação nova interessante e útil. Se tirarmos o logaritmo negativo de ambos os lados da na seção anterior, nós chegaremos a seguinte conclusão:
Podemos abreviar como , que é igual a a :
Portanto, a soma do com o será sempre igual a em qualquer solução aquosa a . Lembre-se de que essa relação não é verdadeira para outras temperaturas, pois o depende da temperatura!
Exemplo : Calcular a partir do
Uma solução aquosa tem o igual a a .
Qual é a concentração de íons hidroxila na solução?
Método : Usar a Eq.
Uma forma de resolver esse problema é primeiramente encontrar a partir do :
Podemos calcular usando a Eq. 1:
Método : Usar a Eq.
Outra forma de calcular o é calculá-lo a partir do da solução. Nós podemos usar a Eq. 2 para calcular o da nossa solução a partir do . Reorganizando a Eq. 2 e isolando o , nós chegamos a:
Nós podemos agora usar a equação do para descobrir o valor do .
Usando qualquer um dos dois métodos para resolver o problema, a concentração de hidroxila será igual a para uma solução aquosa com igual a a .
Definições de soluções ácidas, básicas e neutras
Vimos que as concentrações de e de são iguais na água pura, e que ambas têm o valor de a . Quando as concentrações de hidrônio e de hidroxila são iguais, nós dizemos que a solução é neutra. As soluções aquosas podem ser também ácidas ou básicas dependendo das concentrações relativas de e .
- Em uma solução neutra,
- Em uma solução ácida,
- Em uma solução básica,
Autoionização e o princípio de Le Chatelier
Sabemos também que em água pura, as concentrações de hidróxido e hidrônio são iguais. Na maioria das vezes, no entanto, estamos interessados em estudar as soluções aquosas que contêm outros ácidos e bases. Neste caso, o que acontece com o e ?
No momento em que dissolvemos outros ácidos ou bases em água, mudamos e/ou de modo que o produto da concentração não seja mais igual à . Isso significa que a reação não está mais em equilíbrio. Em resposta, o princípio de Le Chatelier nos diz que a reação se deslocará para neutralizar a mudança na concentração, e então estabelecer um novo equilíbrio.
Por exemplo, e se nós adicionarmos um ácido em água pura? Enquanto a água pura a tem uma concentração de íons hidrônio de , o ácido adicionado aumenta a concentração de . Para voltar ao equilíbrio, a reação se deslocará para o lado oposto, para que um pouco do extra seja utilizado.
Uma vez que a reação atinge seu estado de equilíbrio, sabemos que:
porque o ácido adicionado aumentou . Logo, nossa solução é ácida! porque ao favorecer o lado oposto da reação, diminui-se para voltar ao equilíbrio.
A coisa importante para se lembrar é que qualquer reação ácido-base pode ser descrita como deslocando as concentrações de equilíbrio para a autoionização da água. Isso é realmente útil, porque significa que podemos aplicar a Eq. 1 e Eq. 2 para toda reação aquosa ácido-base, e não somente água pura!
Autoionização é significante para soluções muito diluídas de ácido e base
A autoionização da água é geralmente introduzida quando aprendemos sobre ácidos e bases pela primeira vez, e é usada para derivar algumas equações extremamente úteis que discutimos nesse artigo. No entanto, calcularemos com frequência e o para soluções aquosas, sem que incluamos a contribuição provinda da autoionização da água.
A única situação em que precisamos nos lembrar da autoionização da água é quando a concentração do nosso ácido ou base está extremamente diluída. Em prática, isso significa que precisamos considerar a contribuição da autoionização quando a concentração de e estiver dentro de ~ ordens de magnitude (ou menos que) de . Agora veremos um exemplo de como calcular o de uma solução diluída muito ácida.
Exemplo : Calcule o de uma solução ácida bastante diluída
Vamos calcular o de uma solução de . dissocia completamente na água, então a concentração de íons hidrônio na solução devido ao também é .
Tentativa 1: Ignorando a autoionização da água
Se ignorarmos a autoionização da água e simplesmente usarmos a fórmula para , nós teremos:
Fácil! Nós temos um solução aquosa de um ácido com o maior do que . Mas, espere, isso não a tornaria uma solução básica? Isso não pode estar certo!
Tentativa 2: Incluindo a contribuição da autoionização para
Uma vez que a concentração desse soluto está extremamente diluída, a concentração do hidrônio do ácido clorídrico tem um valor próximo ao da contribuição da autoionização da água em relação a . Isso significa que:
- Nós temos que incluir a contribuição da autoionização da água na
- Como a autoionização da água é uma reação de equilíbrio, temos que calcular o
global usando a expressão para :
Se dizemos que é a contribuição da autoionização para a concentração de equilíbrio de e , as concentrações no estado de equilíbrio serão as seguintes:
Substituindo essas concentrações na nossa expressão de equilíbrio, nós chegamos a:
Rearranjando essa expressão, igualando-a a , obtemos a seguinte equação de segundo grau:
Podemos calcular usando a fórmula de Bhaskara, que nos fornece as seguintes soluções:
Como a concentração de não pode ser negativa, podemos eliminar a segunda solução. Se nós substituirmos o primeiro valor de para obter a concentração de equilíbrio de e calcularmos o , teremos:
Assim, vemos que uma vez que incluímos a autoionização da água, a nossa solução bastante diluída de terá um que é fracamente ácido. Ufa!
Resumo
- A água pode sofrer autoionização para formar os íons
e . - A constante de equilíbrio da autoionização da água,
, é igual a a . - Em uma solução neutra,
- Em uma solução ácida,
- Em uma solução básica,
- Para todas as soluções aquosas a
, as seguintes relações são sempre verdadeiras:
- A contribuição da autoionização da água para
e se torna significante para ácidos extremamente diluídos e soluções básicas.
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