Equilíbrio Iônico e pH

Equilíbrio iônico — equilíbrio entre uma substância e seus íons em solução (AB ⇌ A⁺ + B⁻). Só existe para ácidos e bases fracos: nos fortes a ionização é praticamente total (100% deslocada para os íons), sem reação reversível. Ácidos e bases (Arrhenius) — ácido HA ⇌ H⁺ + A⁻: quanto mais forte, mais deslocado para a direita (mais H⁺ em solução). Base MOH ⇌ M⁺ + OH⁻: quanto mais forte, mais OH⁻ em solução. Constantes Ka e Kb — Ka = [H⁺][A⁻]/[HA]; Kb = [M⁺][OH⁻]/[MOH]. Como o íon fica no numerador, maior Ka = ácido mais forte (mais H⁺); maior Kb = base mais forte. Pegadinha: comparar a acidez de ácidos de mesma concentração é comparar Ka — o maior Ka é o mais ácido; pKa = −log Ka, então menor pKa = ácido mais forte. Autoionização da água — H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻ (endotérmica, muito deslocada para a esquerda). Como [H₂O] é praticamente constante, define-se Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴ a 25 °C. Caráter da solução — neutra: [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L; ácida: [H⁺] > 10⁻⁷ mol/L; básica: [OH⁻] > 10⁻⁷ mol/L (logo [H⁺] < 10⁻⁷). Numa tabela de concentrações, ácido é quem tem [H⁺] maior que 10⁻⁷ (expoente menos negativo). pH e pOH — pH = −log[H⁺]; pOH = −log[OH⁻]; pH + pOH = 14. Exemplo: [H⁺] = 10⁻⁶ → pH = 6 (ácida) e pOH = 8. Propriedade útil: log 10ⁿ = n. Escala de pH — 7 é neutro; abaixo, ácido; acima, básico (alcalino). É logarítmica: cada unidade de pH muda a acidez 10 vezes (de pH 6 para 4, 100 vezes). Pegadinha recorrente do ENEM. Le Chatelier com íons — adicionar ácido (H⁺) ou base (OH⁻) desloca equilíbrios iônicos: aumentar a concentração de um participante empurra a reação no sentido oposto. Ex.: cromato/dicromato — acrescentar ácido favorece a formação de dicromato. Aplicação clássica: corrigir o pH de uma solução (hidroponia) escolhendo um ácido ou uma base que não introduza íons nocivos.