Por que o pH da água destilada é geralmente <7 ? Como você pode evitar que isso ocorra?

Passo 1

O enunciado faz duas perguntas claras:
  1. Por que o pH da água destilada é geralmente menor que 7?
  2. Como evitar que isso aconteça?
Informações implícitas que vamos usar (não pedidas, mas necessárias para resolver): a água destilada, quando exposta ao ar, pode dissolver gases atmosféricos (em especial \mathrm{CO_2}); o dióxido de carbono reage com a água formando espécies ácidas (ácido carbônico / bicarbonato) que liberam \mathrm{H^+}. Não há figura nem tabela no enunciado.

Passo 2

Entender a química envolvida — reações importantes.
Quando \mathrm{CO_2} do ar dissolve na água ocorrem, em etapas simplificadas, as reações:
\mathrm{CO_2(g)} \rightleftharpoons \mathrm{CO_2(aq)}
\mathrm{CO_2(aq)} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{H_2CO_3}
\mathrm{H_2CO_3} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{HCO_3^-}
A terceira reação é uma dissociação ácida: a produção de \mathrm{H^+} é o que baixa o pH. Na prática, para concentrações e condições usuais, podemos tratar \mathrm{CO_2(aq)} e \mathrm{H_2CO_3} juntos como a espécie que dá origem a \mathrm{H^+} via a constante de acidez K_a da primeira dissociação.

Passo 3

Como estimar quanto \mathrm{CO_2} fica dissolvido — Lei de Henry.
A quantidade de \mathrm{CO_2} dissolvida em equilíbrio com o ar é dada pela Lei de Henry:
[\mathrm{CO_2(aq)}] = k_H \, p_{\mathrm{CO_2}}
onde k_H é a constante de Henry (unidades: \mathrm{mol\cdot L^{-1}\cdot atm^{-1}}) e p_{\mathrm{CO_2}} é a pressão parcial de \mathrm{CO_2} no ar (em atm). Valores típicos a 25^\circ\mathrm{C}:
k_H \approx 3{,}3\times10^{-2}\\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}\cdot atm^{-1}}
p_{\mathrm{CO_2}} \approx 4\times10^{-4}\\ \mathrm{atm}\quad(\text{400 ppm})
Logo a concentração dissolvida aproximada é
c \equiv [\mathrm{CO_2(aq)}] \approx (3{,}3\times10^{-2})(4\times10^{-4}) = 1{,}32\times10^{-5}\\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}

Passo 4

Equilíbrio ácido e cálculo aproximado de [\mathrm{H^+}].
A primeira dissociação (considerando \mathrm{CO_2(aq)} efetivamente como a espécie que dissocia) tem constante
K_a = \frac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{HCO_3^-}]}{[\mathrm{CO_2(aq)}]}
o valor típico é
pK_a \approx 6{,}35\quad\Rightarrow\quad K_a \approx 10^{-6{,}35}\approx 4{,}47\times10^{-7}.
Faça a aproximação comum: a quantidade dissociada é pequena comparada a c, e seja x a concentração de \mathrm{H^+} gerada pela dissociação de \mathrm{CO_2}. Então
[\mathrm{H^+}]\approx x,\qquad [\mathrm{HCO_3^-}]\approx x,\qquad [\mathrm{CO_2(aq)}]\approx c.
Substituindo em K_a:
K_a \approx \frac{x\cdot x}{c} = \frac{x^2}{c}\quad\Rightarrow\quad x \approx \sqrt{K_a\,c}.
Isto nos dá [\mathrm{H^+}] devido ao \mathrm{CO_2}.

Passo 5

Cálculo numérico do pH (passo a passo, sem pular contas).
Usando K_a e c dos passos anteriores:
K_a\,c \approx (4{,}47\times10^{-7})(1{,}32\times10^{-5}) = 5{,}90\times10^{-12}.
[\mathrm{H^+}] \approx x = \sqrt{5{,}90\times10^{-12}} \approx 2{,}43\times10^{-6}\\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.
Agora o pH é
\mathrm{pH} = -\log_{10}[\mathrm{H^+}] \approx -\log_{10}(2{,}43\times10^{-6}) \approx 5{,}6.
Observação didática: a autoionização da água pura ( [\mathrm{H^+}]=10^{-7}) é muito menor que 2{,}43\times10^{-6}, portanto o efeito dominante no pH da água exposta ao ar é a absorção de \mathrm{CO_2}.

Passo 6

Interpretação física e conclusão do “por que”.
Resumo explicativo, em linguagem direta: água destilada muito pura, se for realmente isolada, teria pH 7 a 25^\circ\mathrm{C} (apenas pela autoionização, K_w=10^{-14}). Mas, na prática, água destilada fica em contato com o ar e dissolve \mathrm{CO_2}. O \mathrm{CO_2} forma ácido carbônico/bicarbonato que libera \mathrm{H^+} e desloca o pH para valores ácidos típicos por volta de \mathrm{pH}\approx5{,}6. Portanto a razão principal do pH menor que 7 é a contaminação por \mathrm{CO_2} do ar (e, secundariamente, por outros gases ou impurezas).

Passo 7

Como evitar (métodos práticos e prós/contras)
Aqui estão formas eficazes de evitar que a água destilada fique ácida por contato com o ar:
  1. Armazenar em frascos bem fechados e herméticos — reduz bastante a difusão de \mathrm{CO_2}.
  2. Degassar a água antes de usar: ferver e resfriar sob atmosfera inerte (por exemplo, borbulhar \mathrm{N_2} ou \mathrm{Ar} na água) remove \mathrm{CO_2}. Depois manter fechada.
  3. Fazer destilação sob vácuo ou usar destilação / armazenamento que minimize o contato com o ar (destilação em linha com condensador fechado).
  4. Trabalhar em atmosfera inerte (glovebox com \mathrm{N_2} ou \mathrm{Ar}) se for necessário água praticamente sem \mathrm{CO_2}.
  5. Usar água preparada como “CO_2-free water” comercial ou água desgasificada por membrana.
  6. Evitar “corrigir” o pH adicionando muita base (por exemplo, \mathrm{NaOH}) a menos que esteja explicitamente permitido, porque isso muda a composição química e propriedades da água (torna-a não-pura).
    Comentários práticos: para a maioria das aplicações laboratoriais, guardar em frasco bem fechado e, se necessário, ferver e purgar com \mathrm{N_2} é suficiente. Para análises sensíveis, usa-se água desgasificada e ambiente livre de \mathrm{CO_2}.

Resposta

A água destilada costuma ficar com \mathrm{pH}<7 porque absorve \mathrm{CO_2} do ar; o \mathrm{CO_2} forma ácido carbônico/bicarbonato que libera \mathrm{H^+}, levando o pH típico em equilíbrio com o ar para cerca de \mathrm{pH}\approx5{,}6.
Para evitar isso: mantenha a água em frascos herméticos, degasse (fervura ou borbulhar \mathrm{N_2}), destile/arithere sob vácuo ou trabalhe em atmosfera inerte; para aplicações sensíveis use água desgasificada/“CO_2)-free).

Exercícios relacionados