Autoionização da água

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Ácidos e bases
Escala de pH (e pOH)
Afinidade por próton Anfoterismo Autoionização da água Constante de dissociação ácida Constante de dissociação básica Extração ácido-base Fisiologia ácido-base Função de acidez Homeostase ácido-base pH Reação ácido-base Solução tampão
Ácidos
Brønsted–Lowry Carboxílicos Fortes Fracos Hidrácidos Lewis Minerais Orgânicos Oxiácidos Superácidos
Bases
Brønsted–Lowry Fortes Fracas Lewis Não nucleofílicas Orgânicas Óxido Superbases
v d e

A autoionização da água (ou autodissociação da água) é uma reação química em que duas moléculas de água reagem para produzir um hidrônio (H₃O⁺) e um hidróxido (OH^-):

2 H₂O _(l) ${\displaystyle \rightleftharpoons }$ H₃O⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

Este é um exemplo de autoprotólise, e que mostra a natureza anfótera da água.

A água, mesmo pura, não é um simples emaranhado de móleculas de H₂O. Mesmo na água "pura", equipamentos sensíveis podem detectar uma quantidade muito pequena de condutividade elétrica de 0,555 µS·cm^-1. De acordo com teorias de Svante Arrhenius, isto se deve à presença de íons.

A reação precedente tem uma constante de equilíbrio químico de ${\displaystyle K_{eq}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[H_{2}O]^{2}}}=3,23\times 10^{-18}}$. Portanto, a constante de acidez é ${\displaystyle K_{a}=K_{eq}\cdot [H_{2}O]={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[H_{2}O]}}=1,8\times 10^{-16}}$. Para reacções em água (ou soluções aquosas diluídas), a molaridade (uma unidade de concentração) da água é praticamente constante e é omitida da expressão da constante de acidez por convenção. A constante de equilíbrio resultante é chamada de constante de ionização, constante de dissociação, ou constante de auto-ionização, ou ainda produto iónico da água, simbolizado por K_w.

${\displaystyle K_{w}=K_{a}\cdot [H_{2}O]=K_{eq}\cdot [H_{2}O]^{2}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$

onde

[H₃O⁺] = molaridade do oxónio, e

[OH^-] = molaridade do hidróxido.

Nas CPTP (Condições Padrão de Temperatura e Pressão), sob 25 °C (298 K), ${\displaystyle K_{w}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=1,0\times 10^{-14}}$. A água pura ioniza-se e dissocia-se em quantidades iguais de H₃O⁺ e OH^-, portanto suas molaridades são iguais:^[1]

${\displaystyle [H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]}$

Nas CPTP, as concentrações de hidróxido e oxónio são bastante baixas, próximo a 1,0 x 10^-7 mol . L^-1, e os íons são raramente produzidos: uma molécula aleatória de água dissocia-se em aproximadamente 10 horas. Uma vez que a concentração das moléculas de água não são largamente afectadas pela dissociação e ${\displaystyle [H_{2}O]}$ é aproximadamente igual a 56 mol . L^-1, é tido que para cada 5,6 x 10⁸ moléculas de água, um par existe em forma de íons. Qualquer solução em que as concentrações de H₃O⁺ e OH^- se igualam, é considerada como neutra. Absolutamente, a água pura é neutra, apesar de que caso traços de impurezas afetem a concentração desses íons a água não mais será neutra. K_w é sensível à pressão e temperatura, aumentando sempre que um destes factores aumentam.

Da concentração do H₃O⁺ de 1,0 x 10^-7 mol/L é que definimos que um pH neutro é igual a 7: o pH é -log₁₀ da concentração do hidrônio.

É importante lembrar que a água destilada é uma água que tem a maioria dos íons impuros (como Na⁺ e Cl^-) presentes em águas naturais da fonte retirados por processos de destilação ou outros métodos de purificação da água. Remover todos os íons da água é algo próximo do impossível, já que a água rapidamente auto-ioniza-se em busca do equilíbrio.

Por definição, ${\displaystyle pK_{w}=-log_{10}K_{w}}$. Nas CPTP, ${\displaystyle pK_{w}=-log_{10}(1,0x10^{-14})=14,0}$. O valor de pK_w é inversamente proporcional à temperatura, ou seja, quando a temperatura aumenta, o valor de pK_w é reduzido e vice-versa. Isso significa que a ionização da água normalmente aumenta com a temperatura.

Também há uma mudança, normalmente pequena, gerada pela variação da pressão (a ionização é diretamente proporcional à pressão). A dependência da ionização da água em relação à pressão e temperatura já foi estudada e há um formulário padrão para o evento.

Referências