Química Analítica Clássica

UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA
Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química
Química Analítica Clássica
Equilíbrio ácido-base
Profa. Kátia Messias Bichinho
2010/2
Química Analítica Clássica
Ácidos e Bases
Em 1923, dois químicos, J. N. Brønsted da
Dinamarca, e J. M. Lowry da Inglaterra, propuseram
independentemente
uma teoria sobre o comportamento ácido-base que é
particularmente útil na química
analítica.
Definição
Ácido é uma substância capaz de doar prótons
Base é um substância capaz de receber prótons
Química Analítica Clássica
Ácidos e Bases
Um aspecto importante do conceito de
Brønsted-Lowry é a idéia de que quando a espécie
ácido cede um próton, a espécie base é formada,
como mostrado pela reação:
Ácido  base + próton
Um ácido que tenha doado um próton torna-se
uma base conjugada capaz de aceitar um próton
para regenerar o ácido original.
Química Analítica Clássica
Ácidos e Bases
Similarmente, toda base produz um ácido
como resultado de aceitar um próton, ou seja:
Base + próton  ácido
Uma base que tenha recebido um próton torna-se
um ácido conjugado capaz de doar um próton para
regenerar o ácido original.
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Ácidos e Bases
H2O +
Base1
NH3 +
Base1
HNO2 ⇆
Ácido 2
H2O
Ácido2
⇆
H3O+
+
Ácido 1
NH4+ +
Ácido1
NO2Base 2
OHBase2
H3O+ é denominado íon hidrônio. Pode apresentar
estrutura mais complexa como H5O2+ ou H9O4+.
Uma simplificação de representação: H+
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Espécies anfipróticas
As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas
e básicas são chamadas anfipróticas.
Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 -,
que se comporta como uma base na presença de um doador de
próton como o H3O+ :
H2PO4- + H3O + ⇆ H3PO4 + H2O
Base1
ácido2
Ácido1
base2
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Espécies anfipróticas
As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas
e básicas são chamadas anfipróticas.
Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 -,
que se comporta como um ácido na presença de um receptor
de próton como o OH- :
H2PO4- + OH- ⇆ HPO42- + H2O
Ácido1
base2
Base1 ácido2
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Espécies anfipróticas
Os aminoácidos simples são uma classe importante
de compostos anfipróticos que contêm tanto grupos
funcionais de um ácido fraco quanto de uma base fraca.
Quando dissolvido em água, um aminoácido como a glicina
sofre uma reação interna do tipo ácido-base para produzir
um zwitterion – uma espécie que possui tanto uma carga
positiva quanto uma carga negativa.
NH2CH2COOH ⇆ NH3+CH2COOglicina
zwitterion
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Solventes anfipróticos
Solventes anfipróticos: comportam-se como
ácidos na presença de solutos básicos e como
bases diante de solutos ácidos.
NH3 +
base1
HNO2
ácido1
H2O
ácido2
⇆
NH4+ + OHácido1
base2
+ H2O
base2
⇆
H3O+ + NO2ácido2
base1
Água é um solvente anfiprótico
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Solventes anfipróticos
Outros solventes anfipróticos
Metanol, etanol, ácido acético anidro
NH3
Base1
+
CH3OH
Ácido 2
HNO2
Ácido 2
+
CH3OH
Base1
⇆
⇆
NH4+ +
Ácido 1
CH3OH2+
Ácido 1
CH3OBase 2
+
NO2Base 2
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AUTOPROTÓLISE OU AUTO-IONIZAÇÃO
Envolve a reação espontânea de moléculas de uma
substância para formar um par de íons:
Base1
+ Ácido 2
H2O
+
CH3OH +
⇆ Ácido 1 +
Base 2
H2O
⇆ H3O+
+ OHCH3OH ⇆ CH3OH2+ + CH3O-
Autoprotólise da água é pequena à temperatura ambiente)
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1
* Apresentar mais dois exemplos, pois a reação de dissociação é de suma
importância para compreensão do comportamento de soluções aquosas.
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FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES
Ácidos fortes reagem completamente com
o solvente, não deixando moléculas do soluto
não dissociadas.
Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ou seja,
possuem alto grau de dissociação   1
A força do ácido é inversamente relacionada
com a força da sua base conjugada; quanto mais
forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada.
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FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES
Ácido forte
Ácido fraco
HClO4
+
H2O
⇆
H3O+
+
ClO4-
HCl
+
H2O
⇆
H3O+
+
Cl-
H3PO4
+
H2O
⇆
H3O+
+
H2PO4 –
H3COOH +
H2O
⇆
H3O+
+
H3COO-
H2PO4-
+
H2O
⇆
H3O+
+
HPO4 =
NH4+
+
H2O
⇆
H3O+
+
NH3
Base fraca
Base forte
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SOLVENTE NIVELADOR E SOLVENTE DIFERENCIADOR
A tendência de um solvente de aceitar ou doar prótons
determina a força do soluto ácido ou básico dissolvido nele. Por
exemplo, os ácidos perclórico e clorídrico são ácidos fortes em
água. Se o ácido acético anidro, um receptor de prótons mais
fraco, substituir a água como solvente , nenhum desses ácidos
sofrerá uma dissociação total. O ácido perclórico é, entretanto,
consideravelmente mais forte que o ácido clorídrico nesse
solvente, com sua dissociação sendo cerca de 5 mil vezes maior.
Em um solvente diferenciador, vários ácidos se dissociam
em níveis diferentes e têm forças diferentes.
Em um solvente nivelador, vários ácidos dissociam-se
completamente e exibem a mesma força.
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SOLVENTE NIVELADOR E SOLVENTE DIFERENCIADOR
HCl e HClO4
Solvente
H2O
CH3COOH (receptor e- mais fraco)
Ácido forte
(dissociação completa)
Solvente nivelador
Ácidos fracos
(dissociação parcial)
HClO4>>>>HCl (5000x)
Solvente diferenciador
Vários ácidos dissociamse completamente e
exibem a mesma força
Vários ácidos dissociam-se
em níveis diferentes e têm
forças diferentes
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PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw
base1 ácido2 ácido1
base2
H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH-
 H 3O   OH  
K
2
 H 2O 
K w   H 3O  OH 


Obs: em soluções diluídas, [H2O] é muito maior do que
a concentração de espécies químicas em solução.
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PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw





K w   H 3O  OH 
Exercício 1
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido
na água pura a 25°C e a 100°C.
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pH
Logaritmo (na base 10) do inverso da
concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da
concentração de H3O+ tomado com o sinal negativo.
pH  log10 1/[ H 3O  ]  pH   log[ H 3O  ]
 Usado porque a maioria das concentrações são menores que 1 mol L-1;
 10-1 a 10-13 mol L-1 (faixa comum em titulações)
K w   H 3O   OH  
 log K w   log  H 3O   OH  
 log K w  ( log[ H  ])  ( log[OH  ])
pK w  pH  pOH
Obs: pH + pOH = 14 a
25°C
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pH
K w   H 3O   OH  
 log K w   log  H 3O   OH  
 log K w  ( log[ H  ])  ( log[OH  ])
pK w  pH  pOH
p-Funções
Frequentemente a concentração de uma espécie é expressa em
termos de p-função ou p-valor.
O p-valor é o logaritmo negativo (na base 10) da concentração molar
da espécie.
Assim, para a espécie X, pX = - log [X]
pH + pOH = 14 a 25°C
pH
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Exercício 2
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido e o pH e
pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,200 mol L-1, a 25°C.
Exercício 3
Calcule o pH de uma solução em que [H3O+] é 4,0 x 10-5 mol L-1.
R. pH = 4,4
pH = -log [H+]
pH = - log [4,0 x 10-5]
pH = 4,4
Exercício 4 Calcule a [H3O+] que corresponde ao pH = 5,6. (R. 2,5
x 10-6).
pH = -log [H+]
5,6 = -log [H+]
-5,6 = log [H+]
10-5,6= [H+]