Bioquímica/A água, solvente da Vida: diferenças entre revisões
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A existência de espécies químicas com possibilidade de se ionizarem em solução altera o equilíbrio da reacção de autoionização da água. A extensão do equilíbrio das espécies iónicas H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> e OH<sup>-</sup> é expresso como um normal equilíbrio químico, ou seja, como a razão entre o produto das concentrações dos iões e o produto dos reagentes.
<math>K_eq=\frac{[H^+][OH^-]}{[H_2O]}</math>
Sendo o solvente também o único reagente, a concentração da água numa solução aquosa é constante: a 25ºC, é igual a 55,5 M. A expressão de equilíbrio pode ser rearranjada da seguinte forma:
<math>K_{eq}=\frac{[H^+][OH^-]}{55,5 M} \Leftrightarrow {(55,5 M)(K_{eq})}={[H^+][OH^-]} \Leftrightarrow {K_w=[H^+][OH^-]}</math>
em que K<sub>w</sub> é designado '''produto iónico da água'''. O valor de K<sub>eq</sub> é também conhecido (1,8×10<sup>-16<sup>M), pelo que
<math>K_w=[H^+][OH^-]=1,0\times10^{-14}M^{-2}</math>
===O conceito de pH===
Quando <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki>=<nowiki>[</nowiki>OH<sup>-</sup><nowiki>]</nowiki>, a concentração de cada uma destas espécies é 1,0×10<sup>-7<sup>M, a 25ºC. Nestas condições diz-se que a solução se encontra a '''pH neutro'''.
O '''pH''' é definido como o inverso do logaritmo da concentração de H<sup>+</sup>:
<math>pH=-log[H^+]=log\frac{1}{[H^+]}</math>
Por esta definição, o pH neutro define-se como sendo numericamente igual a 7 (sem unidade).
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