pH da água e soluções

MARTHA REIS
2
MARTHA REIS
QUÍMICA
ENSINO MÉDIO
MANUALDOPROFESSOR

239Capítulo 15 • Produto iônico da água e KPS 239
15
CAPÍTULO
Saiu na Mídia!
Você sabe explicar?
Lagosta caribenha (Panulirus argus).
Produto iônico
da água e KPS
Ilha na Itália dá pista sobre futuro ácido dos oceanos
“Adeus corais e ouriços-do-mar. Olá algas ver-
des e espécies invasoras. A julgar por um ecossis-
tema marinho estudado na Itália, esse pode ser
o retrato dos oceanos do planeta num futuro pró-
ximo, quando o excesso de gás carbônico tiver
tornado o mar mais ácido.
A afirmação é de um grupo de oceanógrafos
europeus, que descreveu as mudanças na fauna
e na flora marinhas em águas cuja acidez local se
assemelha à que os cientistas projetam para os
mares do mundo todo no final deste século.
Eles estudaram uma comunidade na costa da
ilha de Ischia, no mar Mediterrâneo. Ali, chami-
nés vulcânicas submarinas cospem CO2 e outros
gases o tempo todo, tornando o pH mais baixo,
ou seja, deixando a água mais ácida.
O que o grupo viu foi um rearranjo do ecos-
sistema, com a morte dos corais. O quadro é con-
sistente com o que cientistas têm projetado nos
últimos anos, desde que o problema da acidifica-
ção foi descoberto.
Despindo a carapaça
A acidificação dos oceanos é um dos efeitos
mais temidos do aquecimento global. Ela não tem
a ver diretamente com a elevação da temperatu-
ra, mas mesmo assim estima-se que possa causar
um impacto enorme na vida marinha.
Os oceanos são a principal ‘esponja’ do CO2 em
excesso emitido por atividades humanas como a
queima de combustíveis fósseis. Na água, o gás
carbônico forma ácido carbônico. Este, por sua
vez, dissolve o carbonato de cálcio, matéria-prima
dos esqueletos dos corais, das conchas dos molus-
cos e das carapaças dos microrganismos do fito-
plâncton.
Além de ameaçar a vida de milhares de espé-
cies calcificadoras, a acidificação tem um outro
aspecto negativo: as carapaças calcárias dos or-
ganismos marinhos são um mecanismo vital de
‘sequestro’ de carbono, já que se depositam no
fundo do mar quando essas criaturas morrem,
formando rocha calcária. Sem esse ‘sequestro’, a
capacidade do mar de absorver CO2 fica compro-
metida e o mundo pode ficar ainda mais quente.”
Disponível em: <www1.folha.uol.com.br/fsp/ciencia/fe0906200801.htm>.
Acesso em: 14 nov. 2012.
Como ocorre o “sequestro” de carbono do oceano?
EthanDaniels/Shutterstock/GlowImages
Quimica_MR_v2_PNLD15_239a261_u4_c15.indd 239 4/3/13 11:22 AM

Unidade 4 • Corais240
pH = –log [H3O
1+
] , portanto, [H3O
1+
] = 10
–pH
KW = [H3O
1+
] ∙ [OH
1–
]
Sabe-se que a água sofre autoionização em escala muito pequena,
ou seja, a água é um eletrólito fraco que apresenta valores baixos de α e
de KC, o que explica a baixa condutibilidade elétrica da água pura.
A equação que representa a autoionização da água é a seguinte:
2 H2O(L)
reação inversa
reação direta
1 H3O
1+
(aq) + 1 OH
1–
(aq)
Expressando KC para essa reação, temos:
KC =
[H3O
1+
] ∙ [OH
1–
]
[H2O]
2
Como estamos trabalhando com o conceito de atividade (veja pá-
gina 199), e a atividade da água (líquido puro) é igual à unidade
aágua = 1, seu valor não interfere no valor da constante KC.
Assim, temos:
KC ∙ [H2O]
2
= [H3O
1+
] ∙ [OH
1–
] V KC ∙ 1
2
= [H3O
1+
] ∙ [OH
1–
]
O produto [H3O
1+
] ∙ [OH
1–
] é denominado produto iônico da água
e é simbolizado por KW (em que W se refere a water, água em inglês).
Produto iônico da água
t/°C KW/(mol/L)
2
0 0,11 ∙ 10
–14
10 0,29 ∙ 10
–14
20 0,69 ∙ 10
–14
25 1,01 ∙ 10
–14
30 1,48 ∙ 10
–14
40 3,02 ∙ 10
–14
60 9,33 ∙ 10
–14
80 23,40 ∙ 10
–14
Assim como KC e Ki, o produto iônico da água, KW, varia apenas com
a temperatura, conforme mostra a tabela ao lado.
1 pH e pOH
Em função dos valores extremamente baixos de KW e, portanto, da
baixa concentração de íons hidrônio, H3O
1+
(aq), e de íons hidróxido,
OH
1–
(aq), na água, percebeu-se que seria melhor expressar a concen-
tração desses íons sempre pelo seu respectivo cologaritmo decimal na
base dez.
O cologaritmo de um número é igual ao seu logaritmo com sinal
trocado ou, ainda, o inverso de seu logaritmo.
Seja, por exemplo, um número x:
colog x = –log x =
1
log x
O bioquímico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) pro-
pôs em 1909 que essa relação, referente ao número x, passasse a ser
designada apenas por px (em que p = operador potência).
Assim:
px = colog x = –log x =
1
log x
• Aplicando a notação de Sorensen para expressar a concentração em
quantidade de matéria de íons H3O
1+
(aq) em uma solução, estamos
definindo o potencial hidrogeniônico, pH, dessa solução, em que:
Lembre-se de que, por definição,
o logaritmo de um número real e
positivo α, na base 10, é o
expoente x ao qual se deve elevar
o 10 para se obter α.
• forma logarítmica:
log10 a = x
• forma exponencial:
10
x
= a
Fonte: PERRY, Robert H.; GREEN, Don W. Perry’s
Chemical Engineer’s Handbook. 6. ed. Kansas:
McGraw-Hill, 1984. (Chemical Engineering Series).
Como vimos no volume :
• eletrólitos são substâncias que,
ao se dissolverem na água,
formam uma solução que conduz
corrente elétrica (como o NaCL);
• não eletrólitos são substâncias
que formam com a água uma
solução que não conduz corrente
elétrica (como o açúcar).

241Capítulo 15 • Produto iônico da água e KPS
A água destilada a 25 °C é neutra e
possui pH igual a 7.
KatrinaLeigh/Shutterstock/GlowImages
• Aplicando a notação de Sorensen para expressar a concentração em
quantidade de matéria de íons OH
1–
(aq) em uma solução, estamos
definindo o potencial hidroxiliônico, pOH, dessa solução, em que:
pOH = –log [OH
1–
] , portanto, [OH
1–
] = 10
–pOH
Solução neutra
Uma solução é considerada neutra se a concentração em quanti-
dade de matéria de íons hidrônio, H3O
1+
(aq), é igual à concentração em
quantidade de matéria de íons hidróxido, OH
1–
(aq).
Solução neutra: [H3O
1+
] = [OH
1–
]
A água quimicamente pura (água destilada) é considerada neutra,
qualquer que seja a temperatura. É considerada, portanto, como padrão
de neutralidade.
À temperatura ambiente, 25°C, temos:
KW = [H3O
1+
] ∙ [OH
1–
] = 1,0 ∙ 10
–14
(mol/L)
2
[reveja página 240]
Uma vez que [H3O
1+
] = [OH
1–
], então, a 25 °C, temos:
[H3O
1+
] = [OH
1–
] = 1,0 ∙ 10
–7
mol/L
Calculando o pH e o pOH, nessas condições:
pH = –log [H3O
1+
] pOH = –log [OH
1–
]
pH = –log 1,0 ∙ 10
–7
pOH = –log 1,0 ∙ 10
–7
pH = 7 pOH = 7
Solução neutra: pH = pOH
Na temperatura de 25 °C: pH = pOH = 7.
Note que, em outra temperatura, os valores de pH e de pOH para
uma solução neutra serão outros.
Solução ácida
Uma solução é considerada ácida se a concentração de íons hidrô-
nio, H3O
1+
(aq), é maior que a concentração de íons hidróxido, OH
1–
(aq).
Solução ácida: [H3O
1+
] > [OH
1–
]
Soluções ácidas podem ser obtidas pela adição de um ácido à água.
Vejamos como isso ocorre em relação ao equilíbrio químico da autoio-
nização da água:
• Ionização de um ácido:
HA(L) + H2O(L)
reação inversa
reação direta
H3O
1+
(aq) + A
1–
(aq)

Quanto maior for a [H3O
1+
], menor será o pH da solução
e maior será seu pOH, pois o produto iônico [H3O
1+
] ∙ [OH
1–
]
é sempre constante e igual a 10
–14
(mol/L)
2
a 25°C.
• Autoionização da água:
H2O(L) + H2O(L)
reação inversa
reação direta
H3O
1+
(aq) + OH
1–
(aq)
A adição de um ácido à água aumenta a concentração de íons
H3O
1+
(aq).
Isso faz com que o equilíbrio da autoionização da água se desloque
no sentido inverso, diminuindo a concentração de íons OH
1–
(aq).
Para soluções ácidas, a 25 °C, temos: KW > 1,0 ∙ 10
–14
(mol/L)
2
• [H3O
1+
] > 1,0 ∙ 10
–7
mol/L ∴ pH < 7 Exemplo:
Exemplos: 1,0 ∙ 10
–6
mol/L ∴ pH = 6 (café com leite)
1,0 ∙ 10
–5
mol/L ∴ pH = 5 (café preto)
1,0 ∙ 10
–4
mol/L ∴ pH = 4 (tomate, banana)
1,0 ∙ 10
–3
mol/L ∴ pH = 3 (refrigerante, maçã)
• [OH
1–
] < 1,0 ∙ 10
–7
mol/L ∴ pOH > 7
–8
mol/L ∴ pOH = 8 (café com leite)
1,0 ∙ 10
–9
mol/L ∴ pOH = 9 (café preto)
1,0 ∙ 10
–10
mol/L ∴ pOH = 10 (tomate, banana)
1,0 ∙ 10
–11
mol/L ∴ pOH = 11 (refrigerante, maçã)
Como o pH é o inverso do logaritmo da [H3O
1+
] na base 10, então:Exemplos de soluções ácidas, com
pH < 7: limão, leite, refrigerante
à base de cola, tomate, café.
O ph-metro utilizado em bancada de laboratório.
Ph-metro utilizado para medir o pH de emissões de um
vulcão. A medida indica que a amostra é ácida,
provavelmente em razão da elevada presença de H2S.
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CarstenPeter/NationalGeographicSociety/Corbis/Latinstock
YenyuShih/Shutterstock/GlowImages
Numa solução ácida, pH < pOH.
A 25°C: pH < 7 e pOH > 7.
A medida de pH também pode ser feita por meio de um aparelho
denominado ph-metro. Veja as fotos abaixo.

Solução básica
Uma solução é considerada básica se a concentração de íons hidrô-
nio, H3O
1+
(aq), é menor que a concentração de íons hidróxido, OH
1–
(aq).
Exemplos de materiais básicos ou
alcalinos, com pH > 7: ovos,
desinfetante à base de hidróxido de
amônio, tintura para cabelo, sabão
em barra.
Papel indicador universal de pH, as cores da
escala indicam pH de 0 a 7 (A) e de 7 a 14 (B).
Solução básica: [H3O
1+
] < [OH
1–
]
Soluções básicas podem ser obtidas pela adição de uma base à
água. Vejamos como isso ocorre em relação ao equilíbrio químico da
autoionização da água:
• Dissociação de uma base:
COH(s)
reação inversa
H2O(L), reação direta
C
1+
(aq) + OH
1–
(aq)
• Autoionização da água:
H2O(L) + H2O(L)
reação inversa
reação direta
H3O
1+
(aq) + OH
1–
(aq)
A adição de uma base à água aumenta a concentração de íons OH
1–
(aq), o que faz com que o equilíbrio da autoionização da água se desloque
no sentido inverso, diminuindo a concentração de íons H3O
1+
(aq).
Para soluções básicas, a 25 °C, temos: KW < 1,0 ∙ 10
–14
(mol/L)
2
• [H3O
1+
] < 1,0 ∙ 10
–7
mol/L ∴ pH > 7 Exemplo:
–8
mol/L ∴ pH = 8 (saliva, ovos, esperma)
1,0 ∙ 10
–9
mol/L ∴ pH = 9 (tintura de cabelo)
1,0 ∙ 10
–10
mol/L ∴ pH = 10 (água de cal)
1,0 ∙ 10
–11
mol/L ∴ pH = 11 (solução de amoníaco)
• [OH
1–
] > 1,0 ∙ 10
–7
mol/L ∴ pOH < 7
–6
mol/L ∴ pOH = 6 (saliva, ovos, esperma)
1,0 ∙ 10
–5
mol/L ∴ pOH = 5 (tintura de cabelo)
1,0 ∙ 10
–4
mol/L ∴ pOH = 4 (água de cal)
1,0 ∙ 10
–3
mol/L ∴ pOH = 3 (solução de amoníaco)
Como o pH é o inverso do logaritmo da [H3O
1+
] na base 10, então:
pH + pOH = 14
Observe: [H3O
1+
] ∙ [OH
1–
] = 1,0 ∙ 10
–14
Aplicando o fator (–log) nos dois lados da equação:
–log ([H3O
1+
] ∙ [OH
1–
]) = –log 1,0 ∙ 10
–14
–log [H3O
1+
] – log [OH
1–
] = 14
pH + pOH = 14
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Reprodução/<www.altcancer.com>.
Quanto menor for a [H3O
1+
], maior será o pH da solução
e menor será seu pOH, pois o produto iônico [H3O
1+
] ∙ [OH
1–
]
é sempre constante e igual a 10
–14
(mol/L)
2
a 25°C.
Numa solução básica, pH > pOH.
A 25°C: pH > 7 e pOH < 7.
Para qualquer solução, a 25°C, vale a relação:
A B

E como calcular o pH de uma solução?
Sabe-se que a acidez pode ser aferida pela quantidade total de íons
hidrônio, H3O
1+
, existente no meio.
Estabelecendo que a concentração total de íons hidrônio, prove-
nientes da ionização do soluto e da autoionização do solvente, é ex-
pressa em mol/L, dividida por um padrão de 1 mol/L*, pede-se:
a) Qual o pH de uma solução 0,01 mol/L de ácido iodídrico, HI(aq), su-
pondo-o totalmente ionizado, a 25 °C?
b) Calcule agora o pH de uma solução diluída de ácido iodídrico, HI(aq),
10
–8
mol/L, também completamente ionizado (α% = 100%).
Dado: log 1,1 = 0,04
Resolução:
a) Reação 1, de ionização do ácido:
1 HI(aq) + 1 H2O(L)
α % = 100%
1 H3O
1+
(aq) + 1 I
1–
(aq)
0,01 mol/L 0,01 mol/L (ou 10
–2
mol/L)
Reação 2 de autoionização da água, a 25 °C:
1 H2O(L) + 1 H2O(L) 1 H3O
1+
(aq) + 1 OH
1–
(aq)
10
–7
mol/L
Logo, a concentração total de íons H3O
1+
no meio (na solução), é:
[H3O
1+
]total = [H3O
1+
]1 + [H3O
1+
]2 V
[H3O
1+
]total = 10
–2
mol/L + 10
–7
mol/L V [H3O
1+
]total ≃ 10
–2
mol/L
Usando o conceito de atividade, temos:
[H3O
1+
]total =
10
–2
mol/L
V [H3O
1+
]total = 10
–2
1 mol/L
pH = – log [H3O
1+
]total V pH = –log 10
–2
V pH = 2
b)Reação 1, de ionização do ácido:
1 HI(aq) + 1 H2O(L)
α% = 100%
1 H3O
1+
(aq) + 1 I
1–
(aq)
10
–8
mol/L 10
–8
mol/L
Reação 2 de autoionização da água, a 25 °C:
1 H2O(L) + 1 H2O(L) 1 H3O
1+
(aq) + 1 OH
1–
(aq)
10
–7
mol/L
Logo, a concentração total de íons H3O
1+
no meio (na solução), é:
[H3O
1+
]total = [H3O
1+
]1 + [H3O
1+
]2 V
[H3O
1+
]total = 10
–8
mol/L + 10
–7
mol/L V
[H3O
1+
]total = 0,1 ∙ 10
–7
mol/L + 1 ∙ 10
–7
mol/L V
[H3O
1+
]total = 1,1 ∙ 10
–7
mol/L
Usando o conceito de atividade apresentado na página 199, temos:
[H3O
1+
]total =
1,1 ∙ 10
–7
mol/L
1 mol/L
V [H3O
1+
]total = 1,1 ∙ 10
–7
pH = –log [H3O
1+
]total V pH = –log 1,1 ∙ 10
–7
V
V pH = –[log 1,1 + log 10
–7
] V pH = –[log 1,1 – 7 ∙ log 10] V
V pH = –[0,04 – 7 ∙ 1] V pH = 6,96
Lembre-se de que o ácido
iodídrico, HI(aq), é um ácido
extremamente forte.
* Conceito de atividade, veja página 199.
[ ]x mol/L
1 mol/L
Operações com log na base :
log 1 = 0
log (x ∙ y)= log x + log y
log x
y
= y ∙ log x
log
x
y = log x – log y
Observe que a concentração de
íons hidrônio, H3O
1+
,
provenientes da autoionização
da água, por ser extremamente
baixa (10
–7
mol/L), não faz
diferença no pH de soluções
ácidas concentradas. Mas, para
soluções ácidas extremamente
diluídas, como 
–8
mol/L, ela
deve ser levada em consideração
no cálculo do pH.

1. (Unicap-PE) As seguintes afirmativas referem-se a subs-
tâncias e a misturas. Assinale coluna I para correto e co-
luna II para errado.
I – II
0 – 0 O pH da água pura é igual a 7, a 25 °C.
1 – 1 O pH de uma solução de ácido clorídrico de con-
centração 0,01 mol/L é igual a 2.
2 – 2 O pH de uma solução de hidróxido de sódio de
concentração 0,01 mol/L é igual a 11.
3 – 3 O pOH de uma solução de hidróxido de potássio
de concentração 0,01 mol/L é igual a 2.
4 – 4 Quanto maior for o pOH de uma solução aquosa,
menor será a concentração de íons hidroxila e
maior será a sua acidez.
2. (UFPE) A concentração hidrogeniônica do suco de li-
mão puro é 10
–3
mol/L. Qual o pH de um refresco prepa-
rado com 20 mL de suco de limão e água suficiente para
completar 200 mL?
a) 2,5 b) 3,0 c) 3,5 d) 4,0 e) 4,5
3. (UFG-GO) Na água de um aquário, a concentração de
um monoácido produzido pela decomposição de bactérias
é 0,0001 mol/L e sua constante de ionização Ka = 1,0 ∙ 10
–8
.
a) Calcule o pH da água do aquário.
b) A água do aquário é ácida, básica ou neutra? Por quê?
X
4. (UFG-GO) A tabela a seguir relaciona diversos materiais
com seus respectivos pH aproximados:
Material pH
Leite de vaca 6,5
Sangue humano 7,3
Suco de laranja 4,0
Leite de magnésia 10,5
Vinagre 3,0
Intervalo de viragem da fenolftaleína:
0 8 9,8 14 (pH)
incolor vermelho
Considerando-se as informações, responda:
a) Qual a concentração em mol/L de hidroxilas no vinagre?
b) Qual a concentração (em mol/L) hidrogeniônica no
suco de laranja?
c) Qual o material mais básico? Justifique.
d) Utilizando-se apenas a fenolftaleína como indicador,
pode-se afirmar que o suco de laranja é ácido? Justi-
fique.
2 Hidrólise de íons
Todos os sais ao entrarem em contato com a água se dissociam li-
berando íons, em maior ou menor porcentagem. Considere, por exem-
plo, um sal genérico de fórmula* CxAy:
1 CxAy(s) + x ∙ y H2O(L) *( x C
y+
(aq) + y A
x–
(aq)
Os íons formados na dissociação do sal podem reagir com a água.
Hidrólise de sal (ou de íon) é a reação que ocorre entre a água e
pelo menos um dos íons formados na dissociação do sal.
Observe como ocorre a reação de hidrólise:
• O cátion só reage com a água se formar uma base fraca
C
y+
(aq) + y HOH(L) + y HOH(L) *( C(OH)y (aq) + y H3O
1+
(aq)
• O ânion só reage com a água se formar um ácido fraco
A
x–
(aq) + x HOH(L) *( HxA(aq) + x OH
1–
(aq)
Como os sais são formados pela reação entre ácido e base:
y HxA(aq) + x C(OH)y(aq) *( CxAy(aq)+ (x ∙ y) HOH(L)
cátion vem ânion vem
da base do ácido
* Observe que os índices x e y representam
os menores números inteiros não divisí-
veis entre si.
Quando a divisão entre x e y for possível,
ela deve ser feita.
Por exemplo:
H3PO4(aq) + AL(OH)3(aq) F
F ALPO4(ppt) + 3 H2O(L)
Escrevemos: ALPO4 e não AL3(PO4)3.
Questões
ATENÇÃO!
Não escreva no
seu livro!

concluímos que a reação de hidrólise de um sal (se houver) entrará em
equilíbrio dinâmico com a reação de formação do sal (ácido + base).
cátion + ânion + água
reação inversa
reação direta
ácido + base
sal
Para sabermos se o cátion e/ou o ânion de um sal reagem ou não
com a água*, devemos analisar:
• O grau de afinidade do cátion, C
y+
(aq), desse sal pelo íon OH
1–
(aq), e
• O grau de afinidade do ânion, A
x–
(aq), desse sal pelo próton H
1+
do
íon hidrônio, H3O
1+
(aq).
Íons de bases e de ácidos fortes
Se uma base é forte, ao entrar em contato com a água ela se man-
tém predominantemente dissociada, assim, concluímos que os cátions
que formam as bases fortes praticamente não têm afinidade por íons
hidróxido, OH
1–
(aq), logo não reagem com a água.
Exemplo: hidróxido de sódio, NaOH(s), base forte.
NaOH(s)
H2O(L)
Na
1+
(aq) + OH
1–
(aq)
O cátion Na
1+
(aq) praticamente não tem afinidade por íons hidró-
xido, OH
1–
(aq), logo não reage com a água (a reação inversa pratica-
mente não ocorre).
Na
1+
(aq) + HOH(L) *( não ocorre reação
Da mesma forma, se um ácido é forte, ao entrar em contato com a
água, ele se mantém predominantemente ionizado. Concluímos, então,
que os ânions que formam os ácidos fortes praticamente não têm
afinidade por prótons, H
1+
, portanto não reagem com a água.
Exemplo: ácido clorídrico, HCL(aq), ácido forte.
HCL(g) + H2O(L) H3O
1+
(aq) + CL
1–
(aq)
O ânion CL
1–
(aq) praticamente não tem afinidade por prótons, H
1+
.
Logo, não reage com a água (a reação inversa é desprezível).
CL
1–
(aq) + HOH(L) *( não ocorre reação
Íons de bases e de ácidos fracos
Se uma base é fraca, ao entrar em contato com a água, ela se man-
tém predominantemente na forma agregada. Assim, concluímos que
os cátions que formam bases fracas possuem grande afinidade por
íons hidróxido, OH
1–
(aq), portanto reagem com a água.
Exemplo: hidróxido de amônio, NH4OH(aq), base fraca.
NH4OH(aq)
H2O(L)
NH4
1+
(aq) + OH
1–
(aq)
O cátion NH4
1+
(aq) tem grande afinidade por íons OH
1–
(aq) e reage
com a água.
NH4
1+
(aq) + HOH(L) + HOH(L) *( NH4OH(aq) + H3O
1+
(aq)
Pelo grau de ionização α, os
ácidos e as bases são
classificados em:
• Ácido forte: α% > 50%
ácido clorídrico,HCL(aq):
α% = 92,5%
ácido nítrico,HNO3(aq):α% = 92%
ácido sulfúrico,H2SO4(aq):
α% = 61%
• Ácido semiforte:% < α% < 50%
ácido sulfuroso,H2SO3(aq):
α% = 30%
ácido fosfórico,H3PO4(aq):
α% = 27%
ácido fluorídrico,HF(aq):α% = 8,5%
• Ácido fraco:α% < 5%
ácido sulfídrico,H2S(aq):
α% = 0,076%
ácido bórico,H3BO3(aq):
α% = 0,075%
ácido cianídrico,HCN(aq):
α% = 0,008%
• Bases fortes:α% > 50%
metais alcalinos e hidróxido de
potássio, KOH:α% q 95%
metais alcalinoterrosos
Mesmo as bases de metais
alcalino-terrosos consideradas
fortes são pouco solúveis em
água. Por isso, as condições de
temperatura e diluição são tão
importantes para se definir a
força de uma base.
Os exemplos dados são a 18 °C
(solução diluída).
• Bases fracas: α% < 5%
metais de transição, metais das
famílias ,  e  da tabela
periódica, metais alcalinoterrosos,
como o hidróxido de magnésio,
Mg(OH)2, hidróxido de amônio,
NH4OH ou NH3(aq) (α% = 1,5%).
* Lembre-se de que a reação de autoioni-
zação da água fornece os íons H3O
1+
(aq) e
OH
1–
(aq).

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