Kw, pH e pOH

A água sofre uma pequena autoionização originando os íons H⁺ e OH^-, gerando o equilíbrio iônico abaixo:

 H₂O_(?) ↔ H⁺_(aq) + OH^-_(aq)

A constante do equilíbrio iônico da água K_c pode ser expressa por:

K_c = [H⁺] . [OH^-]
    [H₂O]

Visto que a concentração da água permanece constante e igual a 1, temos:

K_c . [H₂O] = [H⁺] . [OH^-]
K_c . 1 = [H⁺] . [OH^-]
K_w = [H⁺] . [OH^-]

K_w é, portanto, o produto iônico da água ou constante de ionização da água. A letra “w” vem de water, “água” em inglês.

O produto iônico da água (K_w) sempre apresenta um mesmo valor, não importando se a água está pura ou formando uma solução. Ele varia apenas com a temperatura, como mostrado na tabela abaixo:

Observe que na temperatura de 25 ºC, temos:

K_w = [H⁺] . [OH^-] = 1,01 . 10^-14 (mol/L)²

Uma vez que na água pura as concentrações em mol/L de [H⁺] e de [OH^-] são iguais entre si, então chegamos à conclusão de que:

[H⁺] = [OH^-] = 1,0 . 10^-7 mol/L

Os valores de K_w são extremamente baixos, tanto que estão escritos em notação científica (10^-14), porque a concentração de seus íons é muito baixa quando ela está pura. É por isso que a água pura não conduz eletricidade. Assim, percebeu-se que seria melhor expressar a concentração dos íons da água por meio de cologaritmos (inverso do logaritmo) de base dez.

colog [H⁺] = - log [H⁺]
colog [OH^-]  = - log [OH^-]

Conforme proposto pelo bioquímico dinamarquês Sorensen, a partir de 1909, o cologaritmo passou a ser identificado pela letra “p”, que significa “operador de potência”. Assim, surgiu o pH e o pOH, que são, respectivamente, potencial hidrogeniônico e potencial hidroxiliônico. Eles nos ajudam a indicar a variação de [H⁺] e [OH^-] em soluções aquosas.

No caso da água pura, conforme já mencionado, [H⁺] e [OH^-] são iguais. Assim, temos:

pH = - log [H⁺]                                              pOH = - log [OH^-]
pH = - log 1,0 . 10^-7                             pOH = - log 1,0 . 10^-7
pH = 7                                                           pOH = 7

Portanto, uma solução a 25 ºC é considerada neutra quando o seu pH e o pOH forem iguais a 7, como ocorre na água. Em outras temperaturas, os valores de pH e pOH são outros.

Solução neutra: pH = pOH = 7

Os valores de pH variam entre 0 e 14, podendo ser medido por meio de um aparelho denominado pHmetro.

Veja como esses valores variam em soluções ácidas e básicas:

• Soluções ácidas: Nessas soluções a concentração dos íons [H⁺] é maior que a de [OH^-], e seus valores de pH são menores que 7, a 25ºC. Quanto mais ácida for a solução, menor será o pH.

Solução ácida:
[H⁺] > [OH^-]
pH < pOH
pH < 7 e pOH > 7

Alguns exemplos ácidos no cotidiano são: ácido muriático para limpeza e solução de bateria de carro (pH = 1); suco gástrico e suco de limão (pH = 2); vinagre, refrigerantes, maçã, laranja e vinho (pH  = 3); tomate e banana (pH = 4); cerveja (pH = 4,5); café, pão, batata e urina (pH = 5); soro fisiológico, leite e água da chuva (pH = 6).

• Soluções básicas: A concentração de [OH^-] é maior que de [H⁺]. Os valores de pH são maiores que 7 e quanto mais básica for a solução, maior será o pH.

Solução básica:
[H⁺] < [OH^-]
pH > pOH
pH > 7 e pOH < 7

Exemplos de soluções básicas: água do mar, saliva, ovos, sangue e esperma (pH = 8); preparado para tintura de cabelo (pH = 9); leite de magnésia, água de cal e solução de sabão e água (pH = 10); amoníaco (pH = 11) e produto limpa forno (pH = 13).

Para verificar apenas se a substância é ácida ou básica, podem ser usados indicadores naturais ou artificiais, que você pode conhecer lendo o texto abaixo:

Indicadores ácido-base

Aproveite para conferir nossas videoaulas sobre o assunto: