EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

Química – 12º Ano
EQ. ÁCIDO - BASE
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
INTRODUÇÃO
Desde a antiguidade que se classificam as substâncias como ácidos ou como
bases (anti-ácidos):
ü O vinagre parece ter sido o primeiro ácido conhecido (sabor amargo)
ü As bases eram conhecidas por serem escorregadias ao tacto e pelas
suas propriedades anti-ácidas.
A.
TEORIA DE ARRHENIUS
(fim do século XIX)
Para Arrhenius:
ü Ácido era toda a substância que contendo hidrogénio, se
“dissociava” em solução produzindo iões H+, ex:
H+(aq) + Cl–(aq)
HCl(aq)
ü Base seria toda a substância que em solução aquosa se
-
“dissociava”, produzindo iões hidróxido (OH ), ex:
Na+(aq) + OH–(aq)
NaOH(aq)
Esta teoria estava incompleta.
Como explicar:
ü O comportamento ácido ou alcalino em soluções não aquosas?
ü O comportamento alcalino do NH3?
1
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Surgiu uma nova teoria:
B.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
(cerca de 1920)
Segundo esta teoria:
ü Ácido – espécie que cede iões H+ (protões).
ü Base – espécie que recebe iões H+.
H+
HA(aq) + H2O(l)
ácido
base
H+
H3O+(aq) + A–(aq)
REACÇÃO ÁCIDO-BASE:
Reacção de transferência de protões entre duas espécies iónicas ou
moleculares, originando um novo ácido e uma nova base.
H+
HA(aq) + H2O(l)
ácido 1 base 2
H+
H3O+(aq) + A–(aq)
ácido 2
base 1
São pares conjugados ácido-base:
ü HA/Aü H3O+/ H2O
Na seguinte reacção temos:
H+
NH3(aq) + H2O(l)
base 1
ácido 2
H+
NH4+(aq) + OH–(aq)
ácido 1
base 2
São pares conjugados ácido-base:
ü NH4+/ NH3
ü H2O/ OH–
Mas, como explicar o comportamento da H2O?
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ü Substâncias que, como a H2O, apresentam comportamento ácido ou
básico, dependendo da espécie com que reagem, são definidas como
anfotéricas ou anfipróticas.
Reacção de Auto-ionização da Água:
H3O+(aq) + OH–(aq)
H2O(l) + H2O(l)
A reacção directa muito pouco extensa, assim a sua constante de
equilíbrio, será:
Produto Iónico da Água:
Kw = [H3O+]e.[OH-]e
a 25ºC Kw = 1,0x10-14
C. TEORIA DE LEWIS
Lewis explica a existência do ião H3O+, de outro modo:
O ião H+, deficitário de um electrão, aceita partilhar um par de electrões,
estabelecendo-se uma ligação covalente dativa.
H+
+
O
H
H
H
O
H
+
H
Assim,
ü Ácido – espécie que aceite partilhar pelo menos um par de electrões,
ex: BF3.
ü Base – espécie doadora dos electrões, para a ligação covalente
dativa, ex: NH3.
BF3 + NH3
F3B
NH3
CONSTANTES DE ACIDEZ E DE BASICIDADE
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1. FORÇAS DOS ÁCIDOS E DAS BASES
Segundo Bronsted e Lowry, a reacção que ocorre entre um ácido e a água
pode esquematizar-se assim:
H3O+(aq) + A–(aq)
HA(aq) + H2O(l)
aplicando a Lei da Acção das Massas:
[H O ] × [A ]
=
+
KC
3
−
e
e
[H 2O]e × [HA]e
como a [H2O] é aproximadamente constante.
KC x [H2O] = Ka
CONSTANTE DE ACIDEZ
[H O ] × [A ]
=
+
Ka
3
−
e
[HA]e
e
A grandeza Ka, é constante a uma dada temperatura T, e mede a extensão
da reacção.
Assim, quanto maior for o valor de Ka, mais forte será o ácido.
Podem comparar-se a força de dois ou mais ácidos, comparando as suas
constantes de acidez.
Nota: Consultar Tabela de constantes de acidez.
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Para a reacção:
HNO3(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + NO3–(aq)
A Lei da Acção das Massas conduz a um valor muito elevado para Ka.
Logo a ionização do ácido é uma reacção muito extensa com um grau de
ionização (α
α) muito elevado.
Assim a reacção deve ser traduzida pelo seguinte esquema:
H3O+(aq) + NO3–(aq)
HNO3(aq) + H2O(l)
Nota:
Grau de Ionização:
α=
n.º de ⋅ moles ⋅ ionizadas
n.º.de.moles.iniciais
A reacção inversa é muito pouco extensa, logo considera-se o anião NO3uma base muito fraca.
Se o valor de Ka(HA) é muito elevado ⇒ o valor de Kb(A-) é muito pequeno
No caso da reacção do ácido acético e a da água:
H3O+(aq) + CH3COO–(aq)
CH3COOH(aq) + H2O(l)
Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 ( a 25ºC) ⇒ Ácido Fraco
Se um ácido é fraco, a sua base conjugada tem uma força relativa.
Podemos dizer que:
Kb(CH3COO–) > Kb(NO3-)
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No caso das bases:
HB+(aq) + OH–(aq)
B(aq) + H2O(l)
sendo a constante de basicidade, Kb:
[HB ] × [OH ]
=
+
Kb
−
e
e
[B]e
Exercício:
Qual o grau de ionização do ácido acético, numa solução 0,10 mol/dm3 a
25ºC?
Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 ( a 25ºC)
Resolução:
CH3COOH(aq) + H2O(l)
[ ]in
0,10
[ ]eq
0,10 - x
[H O ] × [CH COO ]
=
+
Ka
3
H3O+(aq) + CH3COO–(aq)
0
0
x
x
−
e
3
[CH 3COOH ]e
e
⇒ 1,8 × 10
−5
x2
=
0,10 − x
como Ka é muito baixo, a reacção directa é pouco extensa, assim podemos
simplificar e considerar 0,1 – x ≈ 0,1
logo,
Logo,
x2 = 0,10 x 1,8x10-5
x2 = 1,8x10-6
x = 1,34x10–3 mol/L ⇒ Com este valor deve-se corrigir a 1ª
aproximação
2
x
-5
1,8 x10 =
0,10 – 1,34x10-3
x = [H3O+] = [CH3COO-] = 1,3 x10-3 mol/L
α = 1,3x10-3/0,10 = 1,3x10-2 ⇒ α = 1,3 %
O que significa que 98,7 % do ácido não sofre ionização.
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2.
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RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb
Para um ácido de forma geral HA, temos:
H3O+(aq) + A–(aq)
HA(aq) + H2O(l)
[H O ] × [A ]
=
+
Ka
3
−
e
[HA]e
e
para a sua base conjugada A-, virá:
A-(aq) + H2O(l)
HA(aq) + OH–(aq)
sendo a constante de basicidade, Kb:
Kb
[
HA]e × [OH − ]e
=
[A ]
−
e
então teremos:
[H O ]× [A ] × [HA] × [OH ]
Ka × Kb =
[HA]
[A ]
+
−
−
3
−
Simplificando
Ka x Kb = [H3O+].[OH-]
Kw = Ka x Kb
a 25ºC Kw = 1,0x10-14
Exercício:
Calcular o valor da constante de basicidade do ião acetato a 25ºC, sabendo
que Ka(CH3COOH) é 1,8 x 10-5, a essa temperatura.
Dado: Kw = 1,0x10-14, a 25ºC
Resolução:
Ka x Kb = Kw
Kb= 1,0x10-14/1,8x10-5
Kb = 5,(5)x10-10
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3.
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ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Alguns ácidos, como por exemplo o ácido sulfídrico (H2S), o ácido sulfúrico
(H2SO4) e o ácido fosfórico (H3PO4), têm a capacidade de ceder mais do
que um protão; H+.
H2A(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + HA-(aq)
Ka1
HA-(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + A2-(aq)
Ka2
sendo Ka1 > > > Ka2
Na maior parte dos ácidos polipróticos podemos desprezar a segunda
protólise, pois esta é muito pouco extensa.
É excepção o Ácido Sulfúrico:
H2SO4(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + HSO4-(aq
HSO4-(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + SO42-(aq)
)
Ka1 muito elevada
Ka2=1,2x10-2 (a 25ºC)
Neste caso a segunda protólise tem uma constante de equilíbrio superior a
muitos ácidos monopróticos.
Assim, em cálculos de pH é sempre de considerar a protólise do anião
hidrogenossulfato.
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CÁLCULOS DE pH
1.
ACIDEZ E ALCALINIDADE DE SOLUÇÕES AQUOSAS – pH
Normalmente as concentrações do ião hidrónio, H3O+, ião indicativo da
acidez da solução, são valores extremamente pequenos.
[H3O+] = 10-x mol/L
O que não torna muito prático estabelecer uma escala com estes valores.
Sugeriu-se então aplicar a função logarítmica a estes valores.
Nota: Função logarítmica
Se,
log10x = Y ⇒ 10y = x
Propriedades dos logaritmos:
ü
loga(x . y) = logax + logay
ü
loga(x/y) = logax - logay
ü
logaxp = p.logax
Introduziu-se o operador p
Assim,
pX = - log10x
pH = - log10[H3O+]
e
pOH = - log10[OH-]
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Na auto-ionização da água
sendo,
H3O+(aq) + OH–(aq)
H2O(l) + H2O(l)
Ka x Kb = [H3O+].[OH-]
a 25ºC Kw = 1,0x10-14
logo para a água pura a 25ºC
[H3O+] = [OH-] =
assim,
Kw = 1,0 × 10 −14 = 1,0 × 10 −7 mol ⋅ dm −3
pH = -log (10-7) = 7
pOH = -log (10-7) = 7
a 25ºC
pH + pOH = 14
ou
Kw = [H3O+].[OH-]
aplicando logaritmos
log (10-14) = log([H3O+].[OH-])
x (-1)
-14.(log10) = log [H3O+] + log [OH-]
14 = =- log [H3O+] - log [OH-]
14 = pH + pOH
c.q.d.
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2.
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pH DA ÁGUA A DIFERENTES TEMPERATURAS
Se,
H3O+(aq) + OH–(aq) com
H2O(l) + H2O(l)
significa que:
∆H > 0
(Reacção endotérmica)
se T ↑ ⇒ Kw ↑
como
[H3O+] =
Kw ∴ [H3O+] ↑ ⇒ pH ↓
Exemplo:
t = 10ºC ⇒ [H3O+]=
Kw = 2,9 × 10 −15 ⇒ pH = 7,3
t = 25ºC ⇒ [H3O+]=
Kw = 2,9 × 10 −15 ⇒ pH = 7,0
por outro lado se:
pKw = pH + pOH
e se
Kw = Ka x Kb
logo,
pKw = pKa + pKb
pKa + pKb = 14, a 25ºC
Escala de pH a 25ºC
Ácido
[H3O+] > [OH-]
...3
Neutro
[H3O+] = [OH-]
7
11
Alcalino
[H3O+] < [OH-]
13 . . .
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3.
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DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DE pH
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Como é sabido a cor de um composto orgânico depende dos comprimentos
de onda que este absorve (e transmite ou reflecte) e, estes dependem da
sua estrutura.
Assim, os indicadores são ácidos ou bases fracas, orgânicos, que, sofrendo
uma reacção de protólise, alteram a sua estrutura e mudam de cor.
Exemplo para um Indicador Ácido
HInd + H2O
H3O+ + Ind–
cor 1
cor 2
A cor do indicador vai depender do sentido para o qual o equilíbrio é
deslocado.
Se adicionarmos um ácido:
[H3O+] ↑ evolui a reacção inversa ⇒ cor 1
Se adicionarmos uma base:
[H3O+] ↓ evolui a reacção directa ⇒ cor 2
H3O+ + Ind–
HInd + H2O
[H O ] × [Ind ]
=
+
K Ind
3
−
e
[HInd ]e
e
[H3O+] = KInd x [HInd]/[Ind-]
O olho humano, de um modo geral, consegue detectar uma alteração de cor
se, a concentração da espécie que confere uma cor, for no mínimo 10 vezes
superior à outra.
[HInd] > 10 x [Ind-] ⇒ cor 1
[HInd] < 10 x [Ind-] ⇒ cor 2
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EQ. ÁCIDO - BASE
Aplicando logaritmos:
[H3O+] = KInd x [HInd]/[Ind-]
-log
se
pH = pKind – log ([HInd]/[Ind-])
[HInd]/[Ind-] = 10 ⇒ pH = pKInd – 1
[HInd]/[Ind-] = 1/10 ⇒ pH = pKInd + 1
pH = pKInd ± 1
Este intervalo designa-se por Intervalo de Viragem do Indicador.
Fenolftaleína
No laboratório, usam-se vários corantes como
indicadores, como a fenolftaleína, que é incolor
em soluções com pH inferior a 8,3 e vermelha
(carmim) em soluções com pH superior a 10,0.
Na tabela apresentam-se os valores de pKind, cores e zonas de viragem
para alguns indicadores, em soluções aquosa com valores diferentes de pH.
INDICADOR
pKIND
Azul de Timol
Vermelho de
metilo
Tornassol
Azul de
bromotimol
Fenolftaleína
2,0
Cor
forma ácida
vermelho
Zona de
Viragem
1,2 – 2,8
Cor
forma alcalina
amarelo
5,1
vermelho
4,2 – 6,3
amarelo
6,4
vermelho
5,0 – 8,0
Azul
6,9
amarelo
6,0 – 7,6
azul
9,1
incolor
8,3 – 10,0
carmim
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4. CÁLCULO DE pH DE ÁCIDOS E BASES FORTES
ÁCIDO FORTE
Consideremos uma solução aquosa de ácido clorídrico, 010 mol/L a 25ºC.
Existem 2 equilíbrios:
H3O+(aq) + OH–(aq)
(1)
2H2O(l)
(2)
HCl(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + Cl–(aq)
Reacção muito extensa
[H3O+]total = [H3O+]1 + [H3O+]2
[H3O+]1 ≈ 1,0x10-7 mol/L
[H3O+]2 ≈ [HCl]
[H3O+]total ≈ [H3O+]2 = 0,10 mol/L
pH = -log (0,10) = 1,0
BASE FORTE
Para uma solução aquosa 0,10 mol/L de hidróxido de sódio a 25º C:
NaOH (aq)
Na+(aq) + OH–(aq)
Reacção muito extensa ,
quase completa
[OH–]total = [OH–]base + [OH–]água
[OH–]total ≈ [OH–]base = 0,10 mol/L
pOH = - log (0,10) = 1,0
pH = 14 – 1 = 13
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