UNIFEI Engenharia de Produção Mecânica Universidade Federal de Itajubá Equilíbrio Ácido-Base Bruno Biscaia de Góes, 15719 Thaís Bosquê Hidalgo Ribeiro, 15746 Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak Tópicos Abordados Conceitos de ácido e base de Arrhenius, de Brönstead-Lowry e de Lewis Auto-ionização da água Escalas de pH Indicadores ácido-base Ácidos e bases: fortes e fracos Caráter anfótero das substâncias A importância da apresentação Compreender os conceitos de ácido e de base de acordo com três teorias distintas, tendo em vista que essas substâncias se fazem fortemente presentes no cotidiano, bem como o conceito de pH, decorrente dos conceitos citados Ácidos e Bases: uma breve revisão Ácidos e bases de Arrhenius Ácidos: Substâncias que produzem íons H+ em meio aquoso. H2O HCl H+ + ClBases: Substâncias que produzem íons OH- em meio aquoso. H2O NaOH Na+ + OH- Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry • Reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ de uma espécie química para outra O íon H+ em água • Um íon H+ pode ser considerado simplesmente um próton Reações de transferência de próton HCl (g) + H2O (l) H3O+(aq) + Cl-(aq) • Ácido de Brönsted-Lowry: espécie que pode ceder um próton • Base de Brönsted-Lowry: espécie que pode receber um próton cedido por outra Espécie anfótera: substância ou íon capaz de agir como ácido ou como base Pares ácido-base conjugados Base conjugada: Formada pela remoção de um próton de seu ácido conjugado. Ácido conjugado: Formado pela adição de um próton à sua base conjugada. Adicionar H+ NH3 + H2O NH4+ + OHBase Ácido Ácido conjugado Remover H+ Base conjugada Na prática Exercício resolvido O íon sulfito, HSO3-, é anfótero. (a) Escreva a equação entre HSO3- e a água, na qual o íon age como ácido. (b) Escreva a equação da reação entre HSO3- e a água, na qual o íon atua como base. (a) HSO3- (aq) + H2O (l) ↔ SO32- (aq) + H3O+ (aq) Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado (b) HSO3- (aq) + H2O (l) ↔ H2SO3 (aq) + OH- (aq) Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada Forças relativas de ácidos e bases • Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada. • Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado. Em toda reação ácido-base, a posição de equilíbrio favorece a transferência do próton e sempre do ácido mais forte para a base mais forte. Na prática Exercício Resolvido Determinar se na seguinte reação de transferência de próton o equilíbrio está mais deslocado para a direita ou para a esquerda. HSO4- (aq) + CO32- (aq) ↔ SO42- (aq) + HCO3- (aq) Como o HSO4- é ácido mais forte que o HCO3-, pela regra enunciada anteriormente o equilíbrio está deslocado para a direita. Auto-ionização da água O processo pode ser representado pela equação simplificada: H2O (l) ↔ H+ (aq) + OH- (aq) O produto iônico da água Keq = [H+][OH-] Kw = [H+][OH-] = 1,0 10-14 (a 25ºC) A escala de pH • Indica o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. pH = -log [H+] pOH = -log [OH-] pH + pOH = 14 (a 25°C) Observação: A regra para usar os algarismos significativos com logaritmo é de que o número de casas decimais nos logaritmos deve ser igual ao número de algarismos significativos no número original • Relações entre [H+], [OH-] e pH a 25°C: Solução Ácida Neutra Básica [H+] (mol/L) [OH-] (mol/L) > 1,0 ∙ 10-7 < 1,0 ∙ 10-7 = 1,0 ∙ 10-7 = 1,0 ∙ 10-7 < 1,0 ∙ 10-7 > 1,0 ∙ 10-7 pH < 7,00 = 7,00 > 7,00 Medindo o pH Medidor de pH digital Indicadores ácido-base Exemplos: papel de tornassol, alaranjado de metila, fenolftaleína Ácidos e bases fortes • Os ácidos e as bases fortes são eletrólitos, existindo em solução aquosa, inteiramente como íons • Os ácidos fortes mais comuns são: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4. E em uma solução aquosa o ácido é normalmente a única fonte significativa de íons H+ • As bases fortes, solúveis, mais comuns, são da família dos metais alcalinos (grupo 1A) e alcalino-terrosos (grupo 2A) Ácidos fortes comuns Bases Fortes comuns Clorídrico, HCl Bromídrico, HBr Iodídrico, HI Clórico, HClO3 Perclórico, HClO4 Nítrico, HNO3 Sulfúrico, H2SO4 Hidróxidos dos metais 1A (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2A (Ca(OH)2, Sr(OH)2,Ba(OH)2) Ácidos fracos • A maioria das substâncias ácidas é ácido fraco e ioniza-se parcialmente em soluções aquosas. • É comum utilizar-se a constante de equilíbrio da reação de ionização para quantificar o grau de ionização do ácido em questão • Para um ácido fraco genérico (HA), temos: HA (aq) H+ (aq) + A-(aq) • Então para o equilíbrio temos a constante de dissociação ácida (Ka): Ka = [H+][A-]/[HA] ↑Ka mais forte é o ácido No caso de compostos orgânicos, o comportamento ácido deve-se aos átomos de hidrogênio ligados aos átomos de oxigênio Na prática Exercício Resolvido Calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,30 mol/L, a 25ºC 1º passo: escrever a equação de equilíbrio da ionização HC2H3O2 (aq) ↔ H+ (aq) + C2H3O2- (aq) 2º passo: escrever a expressão da constante de equilíbrio (pela tabela, temos Ka = 1,8 10-5) Ka = [H+] [C2H3O2-] / [HC2H3O2] = 1,8 10-5 3º passo: obter as concentrações das espécies químicas participantes do equilíbrio HC2H3O2 (aq) ↔ H+ (aq) + C2H3O2- (aq) Inicio 0,30 0 0 Variação -x +x +x Equilíbrio (0,30 – x) x x 4º passo: colocar as concentrações do equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio Ka = (x) (x) / (0,30 – x) = 1,8 10-5 x = [H+] = 2,3 10-3 M 5º passo: calcular o pH pH = - log (2,3 10-3) = 2,64 • Muitos ácidos têm mais de um átomo de H ionizável, os quais são chamados de ácidos polipróticos. Exemplo: H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7 10-2 HSO3-(aq) H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,4 10-8 H2SO3(aq) 2 H+(aq) + SO32-(aq) Ka1 > Ka2 > Ka3 Bases fracas • As bases fracas reagem com a água, abstraindo prótons da mesma. Desta forma temos, para uma base fraca genérica (B): B(aq) + H2O HB+ + OH-(aq) • A expressão da constante de equilíbrio (Kb), fica: Kb = [HB+][OH-]/[B] • Muitas substâncias comportam-se como bases em água (amônia e aminas, por exemplo) Tipos de bases fracas As bases fracas estão classificadas em duas categorias: • Substâncias neutras que têm um átomo com um par de elétrons não-ligante que pode servir como um receptor de próton. A maioria dessas bases contém um átomo de nitrogênio e a função amina • Ânions de ácidos fracos ClO- (aq) + H2O (l) ↔ HClO (aq) + OH- (aq) Kb = 3,33 10-7 Relação entre Ka e Kb • O produto da constante de dissociação ácida para um ácido e da constante de dissociação básica para a respectiva base conjugada, é a constante do produto iônico da água Ka Kb = Kw = 1,0 10-14 (a 25 ºC) pKa + pKb = pKw = 14,00 (a 25 ºC) Propriedade ácido-base de soluções de sais pH do sal em meio aquoso Ácido forte Ácido fraco Base forte Neutro Básico Base fraca Ácido ? Depende das habilidades relativas dos íons em reagir com a água Comportamento ácido-base e estrutura química Os fatores que afetam a força ácida: Polaridade (H-C em CH4, neutra) Força das ligações (H-F) Estabilidade da base conjugada (quanto maior a estabilidade da base conjugada mais forte é o ácido) Ácidos e bases de Lewis Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons Base de Lewis: doador de par de elétrons H+ é um ácido de Lewis, mas não é o único! Base doador de par de elétrons H H N: H F + B H F F Ácido receptor de par de elétrons F H N B H F F Referência bibliográfica Brown, LeMay, Bursten. Química: A Ciência Central, 9ª edição, Ed. Pearson – São Paulo