Introdução Teórica Química

Introdução Teórica
Grande parte dos estudos da Química se refere a estudos de soluções aquosas de
diversas substâncias, entretanto quando se trabalha com soluções deve-se compreender
as características próprias das mesmas, duas dessas importantes propriedades são a
acidez e a basicidade (alcalinidade). Antes de trabalharmos com estas propriedades
definiremos os conceitos de ácidos e bases.
Ácidos e Bases de Arrhenius
Na década de 1880 o químico Svante Arrhenius (1859-1927) ligou o
comportamento ácido com a presença de íons H + e o comportamento básico com a
presença de OH ˉ em solução aquosa, ele definiu ácidos como substâncias que
produzem H + em água e bases como substâncias que produzem OH ˉ em água.
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry
O conceito de Arrhenius embora útil tem limitações porque é restrito a soluções
aquosas. Em 1923, os químicos Johannes Brönsted (1879-1947) e Thomas Lowry
(1874-1936) propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases. O conceito deles é
baseado no fato de que reações ácido-base envolvem transferência de íons H + de uma
substância pra outra. De acordo com a definição deles um ácido é uma substância que
pode doar um próton para outra substância, analogamente uma base é uma substância
que pode receber um próton. Substâncias que numa reação diferem apenas por um
próton são chamadas par ácido-base conjugado. Por exemplo, na reação seguinte:
HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl ˉ(aq)
Temos, de acordo com a definição de Brönsted-Lowry, que HCl e H3O+ são ácidos
(doam próton) e H2O e Cl ˉ são bases (recebem próton), sabemos também que HCl e
Clˉ são um par ácido-base conjugado e que H3O+ e H2O também o são.
Auto-ionização da água
Diante dessas informações pode-se analisar a auto-ionização da água. Á água é
uma substância anfótera (se comporta como ácido ou base dependendo da reação), na
presença de ácido ela age como base e na presença de base ela age como ácido, assim
uma molécula pode doar próton para outra molécula de água:
2H2O(l)  H3O+(aq) + OH ˉ(aq)
No equilíbrio acima nenhuma molécula individual de água permanece ionizada por
muito tempo, as reações são extremamente rápidas em ambos os sentidos. Á
temperatura ambiente apenas em torno de 2 a cada 10E9 moléculas estão ionizadas a
qualquer momento, desse modo a água pura consiste quase inteiramente em moléculas
de H2O.
Como a auto-ionização da água é um processo em equilíbrio podemos escrever a
expressão para sua constante de equilíbrio como Kc = [H3O+].[OH ˉ], uma vez que se
refere á água trocamos Kc por Kw (water) a qual chamamos de constante do produto
iônico da água, a 25°C seu valor é 1,0. 10E-14. Dado que [H3O+] e [H+] podem ser
usados de maneira semelhante pode-se reescrever a fórmula como: Kw = [H+].[OH ˉ].
Escala de pH e caracterização de soluções
Em soluções usuais a concentração [H+] é expressa em unidades muito pequenas
foi criada uma escala de pH que é o cologaritmo na base 10 de [H+]. Analogamente
temos pOH é o cologaritmo na base 10 de [OH ˉ]. Partindo da constante de produto
iônico da água percebe-se que a escala de pH pode variar de 0 a 14. A partir dos valores
obtidos para o pH de uma solução pode-se definir se uma solução é ácida, básica ou
neutra. Soluções ácidas são aquelas em que o valor de pH está abaixo de 7 (maior
concentração de H+ que de OH ˉ), soluções básicas são aquelas em que o pH está acima
de 7 (maior concentração de OH ˉ em detrimento de H+) e soluções neutras são aquelas
em que o pH é 7 (iguais concentrações de H+ e de OH ˉ).
Indicadores de pH
Um indicador ácido-base é uma substância colorida que pode por si mesma
existir na forma ácida ou básica e as duas formas têm cores diferentes. Assim, o
indicador fica de uma cor em um meio ácido e de outra em meio básico. Conhecido o
pH no qual o indicador muda de cor pode-se determinar se uma solução tem pH maior
ou menor que seu valor.
Outra forma de se determinar o valor do pH de uma solução é através de um
pHmetro. Este medidor consiste de um par de eletrodos conectados a um medidor capaz
de medir pequenas voltagens, na ordem de milivolts. Uma voltagem que varia com o pH
é gerada quando os eletrodos são colocados em certa solução, essa voltagem é lida pelo
medidor, que é calibrado para fornecer o pH.
Ácidos, Bases e Soluções salinas
Existem ácidos fracos e fortes. Essa “força” é determinada pela percentagem de
ionização do mesmo: ácidos fortes são os que dissociam 100% e ácidos fracos
dissociam menos que 100%. Como exemplo de ácido forte tem-se o HCl, que quando
em água dissocia completamente. O conhecimento da força de um ácido é bastante útil,
pois para ácidos fortes podemos encontrar o valor de pH diretamente do valor da
concentração molar do mesmo. Como exemplo, tomemos a reação a seguir:
HNO3(aq)  H+(aq) + NO3ˉ(aq)
Temos que o ácido nítrico é um ácido forte, então sua ionização é completa o que
significa que [HNO3]=[H+]. Como o pH é dado por –log[H+] podemos encontrá-lo
substituindo por –log[HNO3] já que as concentrações são iguais.
Já para os ácidos fracos a ionização é incompleta, ou seja, para que se determine
o valor de pH deve-se relacionar o mesmo ao valor da constante de dissociação ácida
(Ka). Neste caso tomemos a ionização do ácido acético (HOAc):
HOAc(aq)  H+(aq) + ˉOAc(aq)
Temos que a constante de equilíbrio dessa reação é dada por: Ka = [H+].[ˉOAc]
[HOAc]
+
+
Resolvendo para [H ] tem-se: [H ] = Ka.[HOAc]
[ˉOAc]
A equação encontrada acima nos leva pH = -log(Ka.[HOAc]/[ˉOAc]), ou seja,
realmente o pH para soluções de ácidos fracos depende da constante de ionização do
mesmo.O método para se encontrar o pH de uma solução básica é análogo ao realizado
acima para ácidos.
Outros casos de estudo importantes são as soluções salinas. Um sal é produto da
reação entre um ácido e uma base. Por exemplo, o cloreto de sódio (NaCl) é produto da
reação entre o ácido clorídrico(HCl) e o hidróxido de sódio (NaOH) pela reação descrita
abaixo:
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
Ao inverter-se uma reação de neutralização tem-se um novo tipo de reação a
chamada hidrólise salina (quebra do sal pela água). Dependendo da força do ácido e da
base envolvidos na reação de neutralização pode-se prever para onde o equilíbrio será
deslocado e, ao inverter-se a ordem da reação, pode-se dizer se determinado sal se
comporta como: básico, ácido ou neutro. Tomemos como exemplo a reação de hidrólise
de NaCl:
NaCl(aq)  Na+(aq) + Clˉ(aq)
Analisando o comportamento de cada íon isoladamente:
Na+(aq) + H2O(l)  NaOH(aq) + H+(aq)
Clˉ(aq) + H2O(l)  HCl(aq) + OHˉ(aq)
Como hidróxido de sódio e ácido clorídrico são uma base e um ácido fortes eles
dissociam completamente e o equilíbrio nas duas reações acima é totalmente deslocado
para a esquerda, o que faz de Na+ e de Clˉ íons espectadores (não influenciam no pH),
ou seja o sal NaCl é um sal neutro. Caso o equilíbrio fosse deslocado para direita em
uma das reações acima o respectivo sal seria ácido (reação de produção de H+) ou
básico (produção de OHˉ).
Soluções-tampão
Por fim, solução-tampão é uma solução que contém um par ácido-base
conjugado fraco e que a variação de seu pH pode resistir fortemente a adição de
pequenas quantidades de ácido ou base forte.
Uma solução-tampão (ou simplesmente tampão) resiste à variações no pH
porque ele contém tanto espécies que ácidas para neutralizar os íons OHˉ quanto
espécies básicas para neutralizar os íons H+, entretanto as espécies ácidas e básicas de
um tampão não devem consumir-se pela reação de neutralização.
O equilíbrio de dissociação de um ácido em sua solução-tampão envolve tanto o
ácido quanto sua base conjugada pela seguinte reação genérica:
HA(aq)  H+(aq) + Aˉ(aq)
A expressão de dissociação do ácido é:
Ka = [H+].[Aˉ]
[HA]
Resolvendo para [H+]:
[H+] = Ka.[HA]
[Aˉ]
Pode-se observar a partir da relação acima que [H+] e consequentemente o pH
dependem do valor de Ka para o ácido fraco do tampão e da razão das concentrações do
par ácido-base conjugado, [HA]/[Aˉ]. Caso esta última seja constante (igual a 1), o valor
do pH do tampão de pende somente do valor de Ka para o ácido fraco do tampão.