ácidos e bases

ÁCIDOS E BASES
“Base é definida como um doador de par de
elétrons e ácido como um receptor de par de elétrons”
Os ácidos e bases são conceituados de
três maneiras diferentes a partir de pontos de
vista distintos:
Considere a equação geral:
1. Teoria de Arrhenius
 Ácido
é toda a substância que contendo
hidrogênio, se “dissocia” em solução produzindo
ions H+,
ex:
A + :B → A:B
A = Ácido de Lewis
:B = Base de Lewis
A:B = Complexo Ácido-Base
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)
 Base é toda a substância que em solução aquosa
se “dissocia”, produzindo ions hidróxido (OH-),
ex:
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)
Arrhenius classificava as substâncias em
eletrólitos e não eletrólitos, conforme suas “moléculas”
formassem ou não íons ao entrarem em contato com a
água.
Aquelas que se dissociavam totalmente eram
eletrólitos fortes, as que não se dissociavam
totalmente eram eletrólitos fracos.
2. Teoria de Bronsted-Lowry
 Ácido – espécie que cede ions H+ (prótons).
A molécula de amônia forneceu um par de elétrons e,
portanto de acordo com a definição de Lewis é uma
base, de modo semelhante à teoria de Brönsted. O
resultado da combinação de uma base de Lewis e um
ácido de Lewis é chamado um complexo (como no
exemplo da formação do íon amônio). A ligação entre
o ácido de Lewis e a base de Lewis foi através de uma
ligação covalente onde um par de elétrons fornecido
pela base ao ácido está agora sendo compartilhados
por ambas as espécies químicas que lhe deu origem
(trata-se de uma ligação covalente dativa).
 Base – espécie que recebe ions H+.
“Ácido é definido como um doador de próton e base como um
receptor de próton”
Uma reação de um ácido com uma base é,
portanto, uma reação de troca de prótons; se um ácido
é simbolizado por HA e a base por B, então podemos
escrever uma equação generalizada ácido-base:
4. Comparando as três teorias:

A teoria de Arrehenius é restrita ao meio
aquoso e à presença de hidrogênio no ácido e
de hidroxila na base.

A teoria de Bronsted-Lowry abrange a de
Arrehenius e amplia o conceito para
substâncias que não se encontram em meio
aquoso, mas é restrita a presença de H+
(próton).

A teoria de Lewis engloba as teorias de
Arrehenius e Bronsted e amplia o conceito
para substâncias que não se encontram em
meio aquoso e não fazem transferências de
prótons.
HA + B ↔ A- + BH+
Porém, o produto BH+ também é capaz de doar seu
novo próton recém-adquirido para outro receptor, e é,
portanto potencialmente outro ácido:
Ácido1 + Base2 ↔ Base1 + Ácido2
Nesta reação esquemática, a base1 é conjugada do
ácido1, e ácido2 é conjugado da base2. O termo
conjugado significa “estar conectado com”, e implica
que qualquer espécie química e sua espécie
conjugada estão relacionadas com o ganho ou perda
de prótons, formando um par ácido-base conjugado.
3. Teoria de Lewis
De acordo com a teoria de Lewis:
5. Produto Iónico da Água:
A água, segundo a teoria de Bronsted-Lowry,
é anfótera, ou seja, é um ácido e uma base. Devido
ser um eletrólito fraco, a concentração da água é
praticamente constante. Logo, a constante de
equilíbrio para o sistema:
H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OH–(aq)
(Reação de auto ionização da água)
Kc= {[H3O+] [OH-]}/[H2O]
Kw=[H3O+] [OH-]= 10-14 (25°C; 1atm)
(Produto Iônico da Água)
6. Grau de ionização (α)
A força de um ácido e de uma base pode também ser
expressa em termos de α, grau de ionização dos
ácidos ou grau de ionização das bases:
Para ácidos:
α=
nº de moléculas ionizadas
=
nº inicial de moléculas
=
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠
nº inicial de moles
Onde:
Ki= Constante de equilíbro;
n= nº de mols;
α= Grau de ionização;
V = Volume da solução.
O pH e pOH
Em muitos casos, as concentrações de H+ e OH- são
expressas por números muito pequenos. Seria
extremamente incômodo trabalhar com tais números.
Então utiliza-se uma escala matemática, a escala de
pH.
Matematicamente:
𝑝𝐻 = log
1
[𝐻⁺]
Para bases:
𝑝𝑂𝐻 = log
𝑛º 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠 𝑖ô𝑛𝑖𝑐𝑜𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑜𝑠
α=
nº inicial de agregados iônicos
1
[𝑂𝐻⁻]
Como o logaritmo do inverso de um número é o seu
cologaritmo, ou logaritmo negativo, tem-se que:
Quanto mais forte for o ácidos ou a base, maior será o
valor do numerador da fração e, obviamente, maior
será o α.
Na pratica consideram-se fortes um ácido ou uma
base que estão mais de 50% ionizado ou dissociada,
respectivamente, isto é:
Eletrólito forte — α > 0,5
É obvio que α pode ser no máximo igual a 1, situação
utópica — porque a ionização de ácidos ou
dissociação de bases são equilíbrios iônicos ― mas
cômoda para a resolução de problemas.
𝑝𝐻 = 𝑙𝑜𝑔
𝑝𝑂𝐻 = 𝑙𝑜𝑔
1
= 𝑐𝑜𝑙𝑜𝑔 [𝑂𝐻 − ] = − log[𝑂𝐻 − ]
[𝑂𝐻 − ]
1. Valores de pH e pOH
Sabe-se que, à temperatura ambiente, para a água
pura, temos:
7. Lei de Ostwald: Variação de α com o
volume
A constante de equilíbrio de equilíbro dos
eletrólitos pode ser calculada se relacionarmos α
com o volume da solução, através da Lei da
diluição de Ostwald.
1
= 𝑐𝑜𝑙𝑜𝑔 [𝐻 + ] = − log[𝐻 + ]
[𝐻 + ]
[H+][OH-] = 10-14 íons-grama/litro
Vamos aplicar logaritmos a essa expressão:
log [H+] + log [OH-] = -14 log 10
↓
1
Log [H+] + log [OH-] = -14
De acordo com a reação:
(-log [H+]) + (-log [OH-]) = 14
↓
↓
pH
pOH
Em qualquer solução, pH + pOH = 14.
Onde:
n= nº de mols;
α= Grau de ionização.
Sendo assim:
Veja bem:
Quando pH = 7, [H+] = [OH-] = 10-7 → Solução neutra.
Quando pH > 7, [H+] < [OH-] = → Solução básica.
Quando pH < 7, [H+] > [OH-] = → Solução ácida.
Logo:
Quanto maior o pH, menor a acidez.
Quanto menor o pH, maior a acidez.
TITULOMETRIA
Titulometria é a medição das quantidades
de reagentes a partir dos volumes das soluções
que reagem. A operação aplica-se a soluções
que reagem uma com a outra, o método é
também conhecido como volumetria ou análise
volumétrica.
A operação pode ser resumida nas
seguintes etapas:




Numa bureta está a solução
titulada, que goteja sobre um
erlenmeyer contendo um volume
conhecido da solução-problema e
gotas de um indicador.
Quando o indicador muda de cor e
essa mudança persiste, diz-se que
o ponto de viragem foi alcançado.
Fecha-se a torneira da bureta e lêse nela o volume da solução
titulada consumida.
Nessa situação, são conhecidos o
volume (V) e a normalidade (N) da
solução titulada, bem como o
volume (V1) da solução-problema.
A normalidade
conhecer é dada por:
(N1)
que
𝑉 × 𝑁 = 𝑉1 × 𝑁1 ∴ 𝑁1 =
se
deseja
𝑉×𝑁
𝑉1
A estequiometria da volumetria
baseada no princípio da equivalência:
está
“ Se a substância A reage com a
substância B, o número de equivalentes-grama
de A e o número de equivalentes-grama de B são
iguais”.
Portanto,
𝑛. ° 𝑑𝑒 𝐸𝑔𝐴 = 𝑛. ° 𝑑𝑒 𝐸𝑔𝐵