ziolkowski

Série Rumo ao ITA – Nº 05

Ensino Pré-Universitário

Professor(a) Antonino Fontenelle

Sede

Aluno(a)

TC

Nº

Turma

Turno

Equilíbrio Iônico I

Data ____/____/____

Química

Conceito de pH e pOH
Para evitar o uso constante de potências negativas de
10, o químico dinamarquês Sörensen propôs a criação de novos conceitos. São eles:

Equilíbrio iônico Kw/pH e pOH

• pH → potencial hidrogeniônico ⇒ pH = – log[H+1]

Equilíbrio iônico na água
A água sofre uma reação chamada autoionização.
Ela ocorre em pequena escala, pois a cada 500 milhões de moléculas, apenas 1 sofre ionização. A reação é:
2 H2O  H3O1+(aq) + OH1–(aq)

• pOH → potencial hidroxiliônico ⇒ pOH = – log[OH–] pH e pOH relacionam-se pela fórmula, derivada das propriedades dos logaritmos:

Ou simplificadamente, pH + pOH = 14 a 25ºC

H2O  H1+(aq) + OH1–(aq)

A constante de equilíbrio KC é expressa por:

Demonstração:

H1+  . OH1− 
 ⇒ K . H O = H1+  . OH1−  kC =   
C [ 2 ]
  

[H2O]
KW

Você notou que [H2O] é incorporada à constante de equilíbrio. Nos equilíbrios iônicos, a [H2O] é sempre constante
(≈ 55,6 mol/L). Então, a 25ºC:
Kw = [H1+] · [OH1–] = 1,0 · 10–14 a 25ºC.
Observe que Kw (w = water = água, em inglês), como toda constante de equilíbrio, depende da temperatura. Veja na tabela.
Valores do Produto Iônico da Água (Kw) em
Diferentes Temperaturas
0ºC
10ºC
20ºC
25ºC
30ºC
40ºC
60ºC
80ºC
•

......................................................
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0,11 · 10–14
0,29 · 10–14
0,69 · 10–14
1,01 · 10–14
1,48 · 10–14