Qual o melhor procedimento para verificar se uma dada solução aquosa apresenta caráter ácido

Para aprender a representar uma equação de ionização, é importante relembrar os conceitos de ionização e de ácido:

• Ácido: Segundo Arrhenius, é toda substância que, quando adicionada à água, ioniza-se e forma um cátion hidrônio (H3O+ ou H+) e um ânion qualquer (X-). Assim, um ácido é sempre representado como HX.

• Ionização: trata-se de um processo químico que envolve alguns compostos moleculares (apenas ácidos) e que resulta na formação de íons (um cátion e um ânion) quando o composto interage com a água.

Como toda e qualquer equação química, a equação de ionização de um ácido deve apresentar reagentes, seta e produtos:

Reagentes → Produtos

Existem também itens que são padronizados, ou seja, sempre que escrevemos uma equação, devemos utilizá-los. Os reagentes da equação de ionização de um ácido sempre serão um ácido e a água, e os produtos serão sempre o cátion hidrônio (pode ser representado por H3O+ ou H+) e um ânion (X-) qualquer. Por exemplo:

HX + H2O → H+ + X-

ou

HX + H2O → H3O+ + X-

Ao escrever a equação de ionização de um ácido, alguns procedimentos são importantes:

• A quantidade de átomos de hidrogênio (y) presente na fórmula do ácido quase sempre resulta em cátions hidrônio. Por isso, é necessário utilizar um coeficiente (y) que especifique essa quantidade na frente da fórmula do hidrônio. Só não vamos utilizar o mesmo coeficiente da fórmula do ácido como coeficiente da fórmula do hidrônio nos casos dos ácidos H3PO3 e H3PO2, pois eles apresentam, respectivamente, dois e um hidrogênio ionizável apenas.

• Para cada hidrônio formado, é necessária uma molécula de água. Assim, é necessário utilizar um coeficiente (y) que especifique essa quantidade na frente da fórmula da água.

• O hidrônio (H3O+ ou H+) sempre apresenta a mesma fórmula, mas o ânion que o acompanha no produto não. O ânion sempre será o grupo X ao lado do hidrogênio da fórmula do ácido (HX), tendo como valor da carga, quase sempre, a quantidade de hidrogênios (y) presente na fórmula do ácido, com exceção dos casos dos ácidos H3PO3 e H3PO2.

A equação a seguir traz uma representação geral sobre cada um dos procedimentos descritos acima:

HyX + y H2O → y H3O+ + X-y

Vamos ver agora alguns exemplos práticos de equações de ionização de ácidos que têm como base as orientações e a representação geral:

HCN + 1 H2O → 1 H+ + CN-1

H3PO4 + 3 H2O → 3 H+ + PO4-3

H3PO3 + 2 H2O → 2 H3O+ + H1PO3-2

H3PO2 + 1 H2O → 1 H3O+ + H2PO2-1

H2SO4 + 2 H2O → 2 H3O+ + SO4-2

Publicado por Diogo Lopes Dias

Segundo a teoria de Arrhenius, os ácidos são compostos que reagem com água e sofrem ionização, originando como único cátion o hidrônio (H3O+(aq)). Já as bases são compostos que, em meio aquoso, sofrem dissociação iônica, liberando como único ânion a hidroxila (OH-(aq)).

Mas existem várias substâncias diferentes no cotidiano, além de soluções químicas usadas em laboratórios e indústrias que apresentam diferentes níveis de acidez e basicidade. Só para citar um exemplo, o café é ácido, mas quase todos sabem que o ácido sulfúrico é um ácido bem mais forte que o café. Assim, para medir o grau de acidez e de basicidade das soluções, foram criadas as escalas de pH e pOH, respectivamente.

A sigla pH significa potencial (ou potência) hidrogeniônico e indica o teor de íons hidrônio (H3O+(aq)) livres por unidade de volume da solução. Quanto mais hidrônios houver no meio, mais ácida será a solução. Por consequência, podemos dizer que quanto mais íons OH-(aq) houver no meio, mais básica ou alcalina será a solução.

Em uma solução aquosa, sempre há esses dois íons (H3O+ e OH-), pois a própria água sofre uma autoionização. Veja:

2 H2O ↔ H3O+ e OH-

Assim, para ser ácida, uma solução deve ter uma concentração maior de cátions H3O+ do que de OH- livres em seu meio, e o contrário ocorre com as soluções básicas.

Ácidas: [H3O+] > [OH-]
Básicas: [H3O+] < [OH-]

No caso da água, a quantidade desses íons no meio é igual ([H3O+] = [OH-]), por isso, ela é neutra.

Isso nos ajuda a entender melhor a escala de pH, que costuma ser usada entre os valores de 0 a 14, em temperatura de 25ºC. A temperatura precisa ser especificada porque ela altera a quantidade de íons no meio. Se aumentarmos a temperatura, por exemplo, a energia das partículas também aumentará. Por isso, elas se movimentarão mais rápido, o que resultará em um maior número de choques entre elas e, portanto, em uma maior quantidade de íons produzidos.

Veja a escala de pH a seguir e algumas soluções do cotidiano com o seu pH aproximado:

Quanto menor o valor do pH, mais ácida é a solução, pois a escala de pH é definida como o logaritmo negativo da concentração de íons H3O+, ou H+, na base 10. Veja como ele pode ser determinado a seguir:

colog [H+] = - log [H+]
pH = - log [H+]
[H+] = 10-pH, em mol/L

Se temos uma solução de concentração igual a 0,01 mol . L1-, por exemplo, isso quer dizer que seu pH é igual a 3. Veja:

0,01 mol . L1-= 10-2 mol . L1-
10-2 mol de H3O1+ ---------- 1000 mL
pH = - log [H3O1+]
pH = - log [10-2]
pH = - (-2)
pH = 2

Os cálculos acima também nos levam à conclusão de que, a cada unidade de pH diminuída, a solução fica com 10 vezes menos íons H3O+. Se temos uma solução com pH igual a 2 e outra com pH igual a 3, por exemplo, a primeira possui dez vezes mais íons hidrônio do que a segunda.

Agora vamos falar sobre o pOH ou potencial hidroxiliônico. Essa escala refere-se à concentração dos íons OH- na solução. Analogamente ao cálculo que mostramos para o pH, temos para o pOH:

pOH = - log [OH-]
[OH-] = 10-pOH, em mol/L

Voltando à autoionização da água, temos que a água destilada (totalmente pura) possui pH igual a 7, por isso, é neutra. Dessa forma, o seu pOH também é igual a 7, pois, conforme dito, a concentração desses dois íons na água é igual. À temperatura ambiente de 25ºC, o Kw (produto iônico da água) é igual a 1,0 . 10-14 (mol/L)2. Sendo assim, chegamos à seguinte conclusão para a água:

Kw = [H+] . [OH-] = 1,0 . 10-14 mol/L
[H+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 mol/L

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

Visto que, como mostrado acima, [H+] . [OH-] = 1,0 . 10-14 mol/L, então, em todos os casos, sejam as soluções ácidas, básicas ou neutras, a soma do pH com o pOH sempre resuta em um total de 14. Veja como isso é verdadeiro quando aplicamos o fator (-log) nos dois lados da equação:

- log ([H+] . [OH-]) = - log 1,0 . 10-14
- log [H+] - log[OH-] = 14
pH + pOH = 14

Se temos uma solução ácida, por exemplo, com pH igual a 4, sabemos que o seu pOH é igual a 10. Os valores de 0 a 14 da escala de pH podem ser medidos precisamente por meio de um equipamento chamado pHmetro (também chamado de peagômetro).

Porém, em muitos casos, são utilizados também indicadores ácido-base, ou seja, substâncias que mudam de cor de acordo com o pH da solução. Um indicador ácido-base sintético, por exemplo, é a fenolftaleína, que apresenta cor rosa quando está em contato com um meio básico, mas fica incolor se o meio é ácido.

Outros dois indicadores são o papel de tornassol, que fica vermelho na presença de ácidos e azul na presença de bases, e o indicador universal, que apresenta cores diferentes para cada valor de pH.

Para saber mais sobre esses e outros indicadores, leia o texto Indicadores ácido-base.