pH da solução e a diluição do ácido. Parte 2
Intro
01
02
03
Introdução
Vimos na primeira parte deste experimento (click aqui para vêlo), como se dava a variação do pH em função da concentração da
solução. Será que o pH aumenta indefinidamente quando vamos
diluindo o ácido? Descubra neste experimento.
Cadastrada por
Leandro Fantini
Material - onde encontrar
em laboratórios e lojas
especializadas
Material - quanto custa
entre 10 e 25 reais
Tempo de apresentação
até 30 minutos
Dificuldade
intermediário
Materiais Necessários
*
*
*
*
*
*
*
pHmetro;
Oito tubos de ensaio;
Oito béqueres de 50mL ou outros recipientes pequenos;
Pipeta de 1,0mL;
Água destilada;
Rolhas para os tubos de ensaio;
Solução de ácido clorídrico 0,1mol/L.
pHmetro com 8 tubos de ensaio e ácido clorídrico 0,1 mol/L. Os
tubos 2 ao 8 contém 9,0mL de água destilada.
Segurança
requer cuidados básicos
pH da solução e a diluição do ácido. Parte 2
Intro
01
02
03
Passo 1
Mãos à obra
Numere os 8 tubos de ensaio. Adicione do segundo até o oitavo, 9,0mL de água destilada em cada. No
tubo 1, adicione a solução de ácido 0,1 mol/L.
Adicionando ácido ao tubo 1
pH da solução e a diluição do ácido. Parte 2
Intro
01
02
03
Passo 2
Mãos à obra
Proceda a leitura do pH da solução no tubo 1, cuja concentração é de 1x10-1 mol/L. Retire com a pipeta
1,0 mL do tubo 1 e misture-a com o tubo 2. Tampe e misture bem. Faça a limpeza do eletrodo com água
destilada e troque seu copo de leitura por um limpo e seco. Faça a leitura do pH da solução no tubo dois.
Faça o mesmo para todos os tubos e veja que até o sétimo tubo, não houve nenhuma surpresa. Tudo
dentro do previsto. Porém, no tudo de número 8, cuja concentração é da ordem de 1x10-8, o pH não é
8. Porque?
Fazendo a leitura do pH
pH da solução e a diluição do ácido. Parte 2
Intro
01
02
03
Passo 3
O que acontece
Como vimos, o pH até a concentração 1x10-7 mol/L estava variando de 1 em 1 aproximadamente, porém
quando a concentração passou para 1x10-8 mol/L (tubo nº 8), o pH não variou. Porque isso se deu? Existe
na água um equilíbrio iônico da seguinte forma:
H2O < = > H+ + OHE como sabemos, quando se fala em equilíbrio, logo pensamos em constante de equilíbrio, Keq ou
simplesmente K. E como são definidas as constantes de equilíbrio na química?
K = [produtos] / [reagentes]
Pensando nisso, o K da água então ficaria como: K = [H+].[OH-] / [H2O]
ou
K.[H2O] = [H+].[OH-]
Como as soluções aquosas são muito comuns, esta constante da água é muito importante. Tão
importante que este K.[H2O] recebe um nome próprio, conhecido como constante de dissociação da
água, representada por Kw.
Logo, temos que:
Kw = [H+].[OH-] , e seu valor é 1x10-14 mol/L, sendo que [H+] = 10-7 mol/Le [OH-]
= 10-7 mol/L quando o pH = 7.
O que estamos dizendo com isso é que a concentração dos íons H+ na água pura é de 10-7mol/L, quando,
no experimento, passei para o tubo 8 fiz uma diluição da concentração de H+ que já estava em 1x10-7
mol/L para 1x10-8 mol/L. Porém como na água já existe uma concentração de H+ em 1x10-7, que é maior
que 1x10-8 mol/L o pH indicado será referente à maior concentração. Sendo assim, concentrações de
H+, vindas de um ácido, menores que 1x10-7 mol/L não elevam o pH. Outro ponto a se analisar é que,
como pode ser possível, usando uma solução ácida, conseguir um pH acima de 7, que é característico
de soluções básicas? Por isso não importa o quanto diluíssemos nossa solução, embora a concentração
de íons cloreto continuem diminuindo, uma concentração de H+ menor do que 1x10-7mol/L não alteram
mais o pH da água destilada.