CAPÍTULO 16 - Equilíbrio Ácido

CAPÍTULO 16
Equilíbrio Ácido-Base
Danilo Carlos Ferreira Costa 14236 EHD
Rodolfo Besenbruch 14245 EHD
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
Tópicos Abordados:
 Conceitos de ácido e base: Arrhenius, BrönsteadLowry, Lewis
 Auto-ionização da água
 Escalas de pH
 Indicadores ácido-base
 Ácidos e bases: fortes e fracos
 Ka, Kb, Kw e Auto-ionização da água
 Caráter anfótero das aminas
Química é Vida!
 Influência do pH na capacidade de sustento de
um meio aquático para suportar a vida.
 Para onde vão os poluentes do ar? E da água?
 A velocidade das reações em nossos corpos.
 Possibilidade de formar certos compostos a partir
do deslocamento de equilíbrio.
 Coloração de certas flores depende do pH do
solo.
Definição de Arrhenius
 Svante Arrhenius definiu ácido como a substância
que em meio aquoso libera íons H+
 HCl(aq) + H2O → H+ + Cl Também possuem sabor azedo (acidus = azedo
em latim)
 Já as bases são definidas como os compostos
que em meio aquoso liberam íons OH Possurem sabor adstringente
 NH3 (aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)
Conceito de Brönsted-Lowry
 Os químicos Johannes Brönsted e Thomas
Lowry desenvolveram um novo conceito de
ácido e base: transferência de H+ (prótons)
 H+ é representado também como H3O+,
(hidrônio ou hidroxônio)
 ÁCIDOS doam H+ enquanto BASES recebem
esses H+.
 HCl(g) + H20(l) → H30+(aq) + Cl-(aq)
 HCl é o ácido, pois doa H+, enquanto H2O é a
base, pois recebe o H+.
Par Ácido-Base Conjugados
 Base conjugada é o produto resultante, quando
um ácido de Brönsted-Lowry perde um H+, e um
ácido conjugado é o produto de uma base de
Brönsted-Lowry que recebe um H+.
 HX(aq) + H2O(l) → X- + H3O+(aq)
 HNO2 (aq) + H2O(l) → NO2-(aq) + H3O+(aq)
 Mais forte o ácido, mais fraca é a base conjugada.
 Mais forte a base, mais fraco o ácido conjugado.
Força de Ácido e Bases Conjugados
Auto-Ionização da Água
 A água até certo ponto se ioniza, formando OH- e
H+ (H3O+). A constante que define estas
proporções é chamada constante do produto
iônico da água Kw.
 Kw = [H+] [OH-] = 1.10-14
 A cada 109 moléculas de água, apenas duas
acabam ionizadas.
Escala de Ph
 Sörensen em 1909 sugeriu uma maneira de medir
a concentração de H+, o pH (pondus hydrogenii )
 pH = -log[H+ ] ou colog[H+ ]
 A 25ºC, pH menor que 7 é ácido, maior é base e
igual é solução neutra.
 [H+ ]= Kw/[OH-]
Hydrangea macrophylla
 A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis
dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as
flores são azuis, enquanto que em solos alcalinos
são rosa.
Indicadores Ácido-Base
Ácidos Fortes e Bases Fortes
 Ácidos fortes são eletrólitos que se ionizam
completamente em solução aquosa. HCl, HBr, HI,
HNO3, HClO3, HClO4, H2SO4. Suas bases
conjugadas tem basicidade desprezível.
 Bases fortes são da família dos metais alcalinos e
alcalino-terrosos.
Ácidos Fracos
 A maioria das substâncias ácidas são fracas e
estão parcialmente ionizadas em solução aquosa.
Podemos quantificar o grau de ionização de um
ácido pela constante de equilíbrio da reação.
 Se HA é fraco:
HA(aq) + H2O(l) → H30+(aq) + A-(aq)
HA(aq) → H+(aq) + A- (aq)
Ka = [H3O+] [A-]/[HA]
Ka = [H+ ] [A-]/[HA]
Ácidos fracos
 Onde o Ka é a constante de dissociação do ácido.
É a tendência do átomo de H se ionizar.
 Quanto maior o Ka, mais forte o ácido.
 Muitos ácidos fracos são compostos orgânicos
constituídos apenas de C, H e O.
Ácidos Fracos

Exercício resolvido
(adaptado de COMO FAZER 16.10)
 Uma solução de ácido fórmico HCHO2 a 0,10
mol/L tem pH = 2,38 a 25ºC. Calcule o Ka.
Calcule a percentagem de ácido ionizado nesta
solução.
• HCHO2(aq)  H+(aq) + CHO2(aq)
• Ka= [H+] [CHO2-]/[HCHO2]
• Pela definição de logaritmo, [H+] = 4,2 x 10-3
• Ka = (4,2 x 10-3) (4,2 x 10-3) / 0,10 = 1,8 x 10-4
[H+] / [HCHO2] x 100% = 4,2%
Bases Fracas
 Muitas substâncias dissolvidas em água
comportam-se como bases fracas (NH3).
 Base fraca + H20 → ácido conjugado + OH NH3 + H20 → NH4+ + OH Kb = K[H2O] = [NH4+][OH-]/[NH3]
 Kb é a constante de dissociação da base
 Tipos de bases fracas: amônia e aminas
Relação entre Ka e Kb
 NH4+ → NH3 + H+
NH3 + H2O → NH4+ + OH H2O → H+ + OH Ka x Kb = Kw
 O produto da constante de dissociação de um
ácido pela constante de dissociação da sua base
conjugada é igual ao produto iônico da água.
Propriedades Ácidas ou Alcalinas de
Soluções Salinas
 Sais provenientes de base forte e ácido forte
(NaOH, HCl) têm pH = 7.
 Sais provenientes de base forte e ácido fraco
(NaClO, Ba(C2H3O2)2) têm pH > 7.
 Sais de base fraca e ácido forte (NH4Cl, Al(NO3)3)
têm pH < 7.
 Sais de base fraca e ácido fraco (NH4CN, FeCO3)
apresentam o pH da parte mais forte, seja ácido
ou básico.
Comportamento Ácido ou Básico e
Estrutura Química
 Fatores que afetam a força de um ácido:
 Polaridade H-X apolar, H-C neutra.
 Força da ligação H-F (muito forte, porém com alta
energia).
 Estabilidade da base conjugada (quanto maior a
estabilidade, mais forte o ácido).
Ácidos e Bases de Lewis
 Lewis formulou seu conceito de ácido e base a
partir da doação de elétrons.
 Ácido recebe elétrons e base doa elétrons.
 Conceito mais amplo. Outras espécies podem ser
consideradas ácidas, como o BF3.
Comportamento Anfótero dos
Aminoácidos
 Unidades básicas das proteínas
 Possuem caráter ácido (ácido
carboxílico) e básico (amina)
 Glicina: H - CH(NH2) - COOH
 Alanina: CH3 - CH(NH2) - COOH
Comportamento Anfótero dos
Aminoácidos
 O COOH pode atuar como ácido e o NH2 como
base, ocorrendo dentro da molécula uma reação
ácido-base de Brönsted-Lowry.
Referências Bibliográficas
 Brown, LeMay,Bursten. Química: A Ciência Central,
7ª. e 9ª. edições, Pearson
 Masterton, Slowisnki, Stanitski. Princípios de
Química. LTC. 6ª. edição
 www.wikipedia.org