(a) Escreva uma equação química que ilustre a auto-ionização da água. (b) Escreva a expressão para a constante do produto iônico da água, K. Por que [ \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} ] está ausente nessa expressão? (c) Uma solução é descrita como básica. O que significa essa afirmativa?
Resposta: (a) \mathrm{H} 2 \mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightleftharpoons \mathrm{H}+(\mathrm{aq})+\mathrm{OH}
(b) \mathrm{Kw}=[\mathrm{H}+][\mathrm{OH}-] A concentração de \mathrm{H} 2 \mathrm{O}(\mathrm{I}) é omitida porque a água é um líquido puro. A molaridade (mol/L) de sólidos ou líquidos puros não muda à medida que o equilíbrio é estabelecido, por isso geralmente é omitida das expressões de equilíbrio.
(c) Se uma solução é básica, ela contém mais \mathrm{OH}- do que \mathrm{H}+([\mathrm{OH}-]>[\mathrm{H}+])

Passo 1

O enunciado pede três coisas claras:
  • (a) Escrever a equação química que ilustra a auto-ionização da água.
  • (b) Escrever a expressão para a constante do produto iônico da água K (normalmente chamada de K_w) e explicar por que a concentração de \mathrm{H_2O} está ausente nessa expressão.
  • (c) Explicar o que significa dizer que uma solução é básica.
Informações dadas implicitamente: estamos lidando com a reação de auto-ionização da água líquida em contato consigo mesma e com as concentrações molares de íons \mathrm{H^+} e \mathrm{OH^-}.

Passo 2

Vamos escrever a equação química da auto-ionização da água. A água em certo grau se ioniza formando íons hidrônio/hidrogênio e hidróxido. A equação balanceada e convencional é:
\mathrm{H_2O(l)} \rightleftharpoons \mathrm{H^+(aq)} + \mathrm{OH^-(aq)}
Explicação curta: a seta dupla indica equilíbrio (reação ocorre nos dois sentidos). O estado físico entre parênteses indica que a água é líquida pura e os íons estão em solução aquosa.

Passo 3

Agora a expressão do equilíbrio. A lei da ação das massas diz que, para uma reação:
\text{reagentes} \rightleftharpoons \text{produtos}
o constante de equilíbrio K (em termos de concentrações) é a razão entre o produto das concentrações dos produtos elevados aos seus coeficientes estequiométricos e o produto das concentrações dos reagentes elevados aos seus coeficientes. Aplicando isso diretamente à reação da água teríamos, em princípio,
K = \frac{[\mathrm{H^+}]\,[\mathrm{OH^-}]}{[\mathrm{H_2O}]}
onde cada parêntese quadrado [\cdot] significa concentração molar (mol·L ^{-1}) daquela espécie no equilíbrio.

Passo 4

Por que normalmente usamos K_w = [\mathrm{H^+}]\,[\mathrm{OH^-}] sem [\mathrm{H_2O}]? Aqui entra um conceito importante: em equilibrios heterogêneos (quando aparecem fases diferentes, como sólido ou líquido puro), a concentração efetiva (mais corretamente, a atividade) de uma fase pura é constante e pode ser tomada como 1. A água em \mathrm{H_2O(l)} é um líquido puro (o solvente em grande excesso), então sua atividade é aproximadamente 1 e sua concentração “constante” não muda com o estabelecimento do equilíbrio. Portanto, o fator [\mathrm{H_2O}] é agrupado na constante e obtemos a forma prática:
K_w = [\mathrm{H^+}]\,[\mathrm{OH^-}]
ou seja, K_w é a constante produto iônico da água. Em termos mais formais, a expressão inicial com [\mathrm{H_2O}] já existe, mas como [\mathrm{H_2O}] é praticamente constante, definimos K_w = K\cdot[\mathrm{H_2O}], resultando na forma sem [\mathrm{H_2O}].

Passo 5

Complemento prático útil para a prova: a razão acima é válida porque usamos concentrações; em tratamentos mais precisos usa-se atividades químicas, e a atividade de um líquido puro é igual a 1. Assim retiramos a água da expressão de forma justificada pela termodinâmica básica de equilíbrios heterogêneos.

Passo 6

Valor numérico (apenas para contexto): a 25^\circ\mathrm{C} a constante produto iônico da água é
K_w = 1{,}0\times 10^{-14}
ou seja, em água pura [\mathrm{H^+}]=[\mathrm{OH^-}]=1{,}0\times 10^{-7}\\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.

Passo 7

O que significa dizer que uma solução é básica? Significa que, comparando as concentrações molares dos íons, há excesso de íons hidróxido em relação aos hidrogênios livres. Em símbolos:
[\mathrm{OH^-}] > [\mathrm{H^+}]
Dessa desigualdade segue que o pH é maior que 7 (a 25^\circ\mathrm{C}), porque pH = -\log[\mathrm{H^+}] e pH + pOH = 14 a 25^\circ\mathrm{C}. Em palavras: solução básica = mais \mathrm{OH^-} que \mathrm{H^+}, sensação prática: reage como base (aceita prótons ou fornece pares de elétrons, dependendo da definição usada).

Resposta

(a) \mathrm{H_2O(l)} \rightleftharpoons \mathrm{H^+(aq)} + \mathrm{OH^-(aq)}
(b) \displaystyle K_w = [\mathrm{H^+}]\,[\mathrm{OH^-}]. \mathrm{H_2O(l)} está ausente porque a água líquida pura tem atividade/concentração efetiva constante (igual a 1) e por isso é incorporada na constante.
(c) Significa que [\mathrm{OH^-}] > [\mathrm{H^+}] (equivalente a pH>7 a 25^\circ\mathrm{C}).

Exercícios relacionados