O produto iônico da água e o pH de soluções aquosas

          Os materiais líquidos de higiene, são utilizados para limpar e proteger a pele de microrganismos indesejáveis. Apesar de a pele possuir sua própria ação de limpeza por meio da contínua renovação das células da epiderme, os sabonetes líquidos, por exemplo, são de grande importância na complementação do processo de higiene pessoal.                                                                        
          Estes produtos são encontrados em diferentes cores, formas, tamanhos, fragrâncias e consistências. Entretanto, o conhecimento do pH deveria ser considerado na escolha dos produtos, pois é ele uma medida do caráter ácido (pH < 7), básico (pH > 7) ou neutro (pH = 7) das soluções aquosas (a 25 ºC e a 1 atm).A escala de valores de pH da pele varia de 4,2 a 5,9 (caráter ácido), dependendo da área do corpo. Essa variação é explicada pela presença de alguns ácidos fracos no suor e na epiderme.
          A maioria dos sabonetes em barra apresenta, em solução aquosa, pH alcalino entre 9 e 10, embora haja também os que apresentem pH mais próximos ao da pele. Essa escolha adequada varia muito, dependendo muito do tipo de pele e, em alguns casos, um dermatologista deve ser consultado.

Equilíbrio iônico e produto iônico da água

          Por que uma solução aquosa composta por um sal como o bicarbonato de sódio, NaHCO₃, apresenta pH básico? De onde surge os íons OH^- em uma solução se o bicarbonato de sódio não apresenta esses íons? A resposta a essas perguntas é encontrada no estudo do equilíbrio químico existente na água líquida, que será visto nos próximos tópicos.

   Equilíbrio iônico da água

          A água apresenta um caráter anfótero, isto é, pode se comportar como ácido (doador de prótons) ou como base (receptora de prótons). A transferência de prótons entre moléculas de água ocorre sempre, independentemente de ela estar ou não pura. Esse processo é chamado de autoionização da água, observando-se que a água pura conduzia eletricidade, ainda que em pequena escala. De forma bastante simplificada, esse equilíbrio pode ser representado da seguinte maneira:

H2O(ℓ) ⇆ H⁺(aq) + OH^-(aq)

   Produto iônico da água: K_w

      Por meio de medidas de condutibilidade elétrica, realizadas a 25 ºC, foi possível determinar que as concentrações dos íons H⁺  e OH^- são iguais a 1 X 10^-7 mol . L^-1 na água pura, o que indica que o equilíbrio encontra-se muito deslocado no sentido da substância molecular e justifica a baixa condutibilidade elétrica desse líquido. Há aproximadamente duas moléculas de água que se ionizam em cada um bilhão (1⁹) dessas moléculas, a 25 ºC.

      A constante desse equilíbrio é chamada constante de dissociação da água ou constante de autoprotólise, ou ainda produto iônico da água. Esta constante é representada por K_w, cujo valor pode ser calculado a partir da seguinte expressão matemática:

K_w = [H⁺] • [OH^-]

Considerando uma temperatura de 25 ºC, tem-se:

K_w = (1,0 x 10^-7) x (1,0 x 10^-7) = 10_-14

     Vale a pena lembrar que o valor de K_w, assim como o de todas as constantes de equilíbrio, varia com a temperatura.

Meios neutro, ácido e básico

• Meio neutro

          Um sistema é chamado de neutro quando as concentrações dos íons H₃O e OH^- são iguais, como acontece com a água pura. A 25 ºC, essas concentrações correspondem a 1 x 10^-7 mol • L-1. Entretanto, a adição de um ácido de um ácido ou base ao sistema provoca um deslocamento do equilíbrio e ionização da água.

• Meio ácido

          A adição de um ácido a um sistema neutro aumenta a concentração de íons H₃O⁺ e o torna ácido. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma pequena parte desses íons adicionados reage com íons OH^- derivados da autoionização da água.

2  H₂O(ℓ) ⇄ H₃O⁺(aq) + OH^-(aq) 

Como consequência, ocorre uma redução na OH^- até que o produto entre H₃O⁺ e OH^- se iguale novamente a 1,0 X 10^-14, a 25 ºC. Assim, em meio ácido a H₃O⁺ é maior do que a OH^-.

• Meio básico

          A adição de uma base a um sistema neutro implica a formação de uma solução básica. Parte dos íons OH^- adicionados reage com íons H⁺ provenientes da autoionização da água reduzindo a H⁺ até que o produto entre H⁺ e OH^- seja novamente igual a 1,0 x 10^-14, a 25 ºC. Dessa forma, H⁺ é menor do que OH^- em meio básico.

Determinação do pH

           Os valores de H⁺ e OH^- das soluções aquosas variam normalmente em uma extensa faixa de números com expoentes negativos. O vinagre, a água e o sangue, por exemplo, tem H⁺ de aproximadamente 1,0 x 10^-3, 1,0 x10^-7 e 4,0 x 10^-8 mol • LH^-1, respectivamente.

            O pH, que significa potencial hidrogeniônico, de uma solução é definido como:

pH = -log [H⁺] ⇒ [H⁺] = 10^-pH, em mol • L^-1⇒

De forma semelhante, define-se o pOH (potencial hidroxiliônico) como:

pH = -log [OH^-] ⇒ [OH^-] = 10^-pOH, em mol • L^-1 

A escala de pH

          A escala de pH é a mais utilizada para comparar a acidez ou alcalinidade dos sistemas. Abaixo, veja uma representação da escala de pH:

Escala de pH. A escala de pH varia de 1 a 14.

É importante ressaltar que, quando a o valor se encontra no número 7, significa que é neutro, e a medida que vai se distanciando para a esquerda do número 7 (1 a 7), se torna ácida,  já ao distanciar-se à direita do número 7 (7 a 14) se torna alcalina.

Indicadores de ácido-base

O peagâmetro digital
mostra medidas rápidas
e precisas de pH.

          A determinação do pH pode ser feita por meio de um aparelho chamado de medidor  de pH ou peagômetro. A leitura se dá em função da condutividade elétrica da solução, pois um voltímetro mede o pH eletroquimicamente. O aparelho é calibrado para converter os valores medidos em milivolts para escala usual de 0 a 14 de pH.

          Um indicador muito utilizado em laboratório é a fenolftaleína. A fenolftaleína é um ácido fraco, que na sua forma não dissociada se apresenta incolor. O gotejamento de uma solução alcalina em um sistema inicialmente ácido, o qual contém algumas gotas de fenolftaleína, forma a solução cor-de-rosa por volta de pH = 9. Essa mudança de cor indica o predomínio de Ind^-.

          Existem diversas outras substâncias que atuam como indicadores. Também é muito comum o uso do indicador universal - uma mistura de alguns indicadores, normalmente secos, em tiras de papel, as quais ao serem mergulhadas na solução analisada, adquirem cores que devem ser comparadas a uma escala-padrão com os respectivos valores de pH.

          Outro método que também é capaz de apresentar os mesmos resultados é o suco de repolho roxo. Abaixo, segue a foto da variação do suco após adição de diversos produtos:

Cálculo de pH de soluções de ácidos e bases

    Solução de ácidos fortes

          

          Para o cálculo do pH de soluções ácidas é necessário determinar a concentração de íons H⁺ dessas soluções.

          Acompanhe a análise do pH de uma solução de ácido clorídrico 0,1 mol • L^-1, cujo grau de ionização é considerado a 100% a 25 ºC. Os íons H⁺ presentes nessa solução são provenientes das ionizações da água e do ácido. Porém, a H⁺ decorrente da autoionização da água é desprezível, de forma que a H⁺ da solução é quase toda gerada na ionização do ácido (0,1 mol • L^-1).

HCℓ(aq) ⇆ H⁺⁽aq) + Cℓ^-(aq)

          A adição de uma solução de ácido forte à água altera o equilíbrio iônico da água. O aumento na H₃O⁺ pela adição de ácido é acompanhado pela diminuição da OH^- por meio da reação destes com os íons H₃O⁺ adicionados.

   Solução de bases fortes

          Considere a dissolução de 0,01 mol • L^-1 de NaOH, a 25 ºC. A concentração de íons OH^- em uma solução é igual a 0,01 mol • L^-1, pois a concentração de OH^- proveniente da água é, também, desprezível nesse caso.  

NaOH(aq) ⇆ Na⁺(aq) + OH^-(aq)

Soluções de ácidos fracos e bases fracas

          Para determinar a concentração de íons H⁺ em solução de ácidos fracos, é necessário conhecer a concentração inicial do ácido, o grau de ionização, ou a constante de ionização, bem como considerar o equilíbrio entre o ácido HA e sua base conjugada A^-. De forma semelhante, também é possível determinar a OH^- e o pH ou pOH de soluções de bases fracas.

Titulação ácido-base

          A determinação experimental da concentração de uma solução geralmente é feita por meio de um precedimento denominado titulação, o qual envolve a adição de uma solução de concentração conhecida, o titulante, a uma concentração desconhecida, o titulado. 

          O volume do titulado é medido de forma precisa, com o uso de uma pipeta volumétrica e transferido para um frasco, juntamente com algumas gotas de um indicador ácido-base adequado.

         O titulado é colocado em um cilindro de vidro graduado (bureta), que permite o acompanhamento do volume adicionado. O gotejamento deve ocorrer até o ponto de equivalência, situação em que a quantidade de íons de OH^- (ou OH⁺), em mol, adicionada como titulante, iguala-se à quantidade de íons H⁺ (ou OH^-), em mol, inicialmente presente na solução titulada.

Titulação de ácido acético com solução de hidróxido de sódio

          A titulação pode ser usada, por exemplo, para determinar a concentração de um ácido ou de uma base em uma solução.

          Soluções ácidas são sempre neutralizadas com titulantes básicos de concentração conhecida, enquanto soluções básicas são sempre neutralizadas com titulantes ácidos de concentração conhecida. Um indicador ou um medidor de pH (peagômetro) podem ser usados para acusar o momento exato em que o titulado foi totalmente neutralizado. Nesse momento, interrompe-se a adição de titulante e lê-se o volume gasto.