Química 21 B Flashcards
(5 cards)
O que é a autoionização da água, e como a teoria de Brønsted-Lowry explica o comportamento anfiprótico da água nesse processo?
Como a constante de autoionização da água (KW) varia com a temperatura, e o que isso implica para as concentrações de íons H₃O⁺ e OH⁻ em meios neutros, ácidos e básicos?
A autoionização da água (ou autoprotólise) é um equilíbrio iônico em meio aquoso onde uma molécula de H₂O doa um próton (H⁺) a outra, formando H₃O⁺ (íon hidrônio) e OH⁻ (íon hidróxido): 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Pela teoria de Brønsted-Lowry, a água é anfiprótica, atuando como ácido (doa H⁺) e base (recebe H⁺), com pares conjugados H₂O/OH⁻ e H₃O⁺/H₂O. A constante de equilíbrio (KW = [H₃O⁺] * [OH⁻]) é 10⁻¹⁴ a 25 °C, aumentando com a temperatura (ex.: ~10⁻¹³ a 80 °C) por ser um processo endotérmico, deslocando-se para formação de mais H₃O⁺ e OH⁻ (Princípio de Le Châtelier). Em meio neutro, [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L; em meio ácido, [H₃O⁺] > 10⁻⁷ e [OH⁻] < 10⁻⁷; em meio básico, [H₃O⁺] < 10⁻⁷ e [OH⁻] > 10⁻⁷, mas KW permanece 10⁻¹⁴ a 25 °C. Esse equilíbrio aplica-se a qualquer solução aquosa, e provas cobram KW, sua variação com temperatura e cálculos de concentrações iônicas.
O que é pH e pOH, e como eles são definidos a partir das concentrações de íons H₃O⁺ e OH⁻?
Por que a soma de pH e pOH é constante a uma dada temperatura, e como essa constante varia com a temperatura?
O pH (potencial hidrogeniônico) é definido como pH = -log[H₃O⁺], e o pOH (potencial hidroxílico) como pOH = -log[OH⁻], originados do controle de acidez em cervejas (ex.: [H₃O⁺] = 10⁻⁴·⁵ → pH = 4,5). A constante de autoionização da água (KW = [H₃O⁺] * [OH⁻]) leva à relação pH + pOH = pKW, pois -log(KW) = -log([H₃O⁺] * [OH⁻]) = pH + pOH. A 25 °C, KW = 10⁻¹⁴, logo pKW = 14, e pH + pOH = 14. Com aumento da temperatura (ex.: 80 °C), KW aumenta (≈10⁻¹³) por ser endotérmico, reduzindo pKW para 13, e pH + pOH = 13. Em meio neutro a 25 °C, [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷, logo pH = pOH = 7. Provas cobram cálculos de pH/pOH, relação pH + pOH = pKW, e impacto da temperatura em KW.
Como as escalas de pH e pOH são construídas com base nas concentrações de H₃O⁺ e OH⁻, e por que a soma pH + pOH é igual a 14 a 25 °C?
Por que o pH pode ser negativo, e por que as soluções comumente utilizadas têm pH entre 0 e 14?
Como a mudança de temperatura afeta o pH de uma solução aquosa, e por que uma solução ácida a 25 °C permanece ácida a 80 °C?
Como determinar qual solução é mais ácida com base no pH, e quantas vezes mais ácida ela é em relação a outra?
O pH (-log[H₃O⁺]) e o pOH (-log[OH⁻]) formam escalas que refletem a acidez ou basicidade de soluções aquosas. A 25 °C, KW = 10⁻¹⁴, logo [H₃O⁺] * [OH⁻] = 10⁻¹⁴, e pH + pOH = pKW = 14. Ex.: [H₃O⁺] = 10⁻² M → pH = 2, [OH⁻] = 10⁻¹² M → pOH = 12; pH + pOH = 14. No meio neutro, [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M, pH = pOH = 7. Meio ácido: pH < 7, [H₃O⁺] > 10⁻⁷, pOH > 7; meio básico: pH > 7, [H₃O⁺] < 10⁻⁷, pOH < 7. O pH pode ser negativo para [H₃O⁺] > 1 M (ex.: [H₃O⁺] = 10 M → pH = -1), mas soluções comuns (ex.: dia a dia, laboratório) têm pH de 0 a 14, pois concentrações extremas são raras. A 80 °C, KW ≈ 10⁻¹³, pKW = 13, e pH + pOH = 13. Provas cobram cálculos de pH/pOH, relação pH + pOH = pKW, e interpretação das escalas em diferentes temperaturas.
A temperatura altera o pH devido ao equilíbrio de autoionização da água (endotérmico). A 25 °C, KW = 10⁻¹⁴, pKW = 14, pH + pOH = 14, e meio neutro tem pH = 7. A 80 °C, KW ≈ 10⁻¹³, pKW = 13, pH + pOH = 13, e meio neutro tem pH = 6,5. Aquecendo uma solução ácida (ex.: HCl, pH = 6,5 a 25 °C) para 80 °C, o equilíbrio desloca-se para a direita (Le Châtelier), aumentando [H₃O⁺], reduzindo pH (< 6,5), mas mantendo caráter ácido, pois pH < 6,5 (novo neutro). Água pura permanece neutra (pH = 6,5 a 80 °C). Para comparar acidez, usa-se [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ. Ex.: suco de limão (pH = 2, [H₃O⁺] = 10⁻² M) é mais ácido que suco de tomate (pH = 4, [H₃O⁺] = 10⁻⁴ M). Dividindo [H₃O⁺]limão/[H₃O⁺]tomate = 10⁻²/10⁻⁴ = 10² = 100, o limão é 100 vezes mais ácido. Cada unidade de diferença no pH corresponde a 10 vezes na [H₃O⁺] (relação inversa). Provas cobram impacto da temperatura no pH e comparações de acidez via pH e [H₃O⁺].
