INSTITUTO DE ENSINO SUPERIOR DO ESPÍRITO SANTO FACULDADE DE CASTELO – FACASTELO

Modelo Protônico de Ácidos e Bases de Bronsted e Lowry e de Lewis,

Forças de ácidos e Bases e Solubilidade de ácidos e bases

ANGÉLICA PEREIRA DARROSCAMILA DE OLIVEIRA FERREIRA MENDESJORDANA ESTEVÃO FERREIRA VENIALI

VINÍCIUS LAMAS ROCHA VICENTE

CASTELO2013

INSTITUTO DE ENSINO SUPERIOR DO ESPÍRITO SANTO FACULDADE DE CASTELO – FACASTELO

CURSO DE MEDICINA VETERINÁRIA 1º PERIODO

ANGÉLICA PEREIRA DARROSCAMILA DE OLIVEIRA FERREIRA MENDESJORDANA ESTEVÃO FERREIRA VENIALI

VINÍCIUS LAMAS ROCHA VICENTE

Modelo Protônico de Ácidos e Bases de Bronsted e Lowry e de Lewis,

Forças de ácidos e Bases e Solubilidade de ácidos e bases

CASTELO2013

ANGÉLICA PEREIRA DARROSCAMILA DE OLIVEIRA FERREIRA MENDESJORDANA ESTEVÃO FERREIRA VENIALI

VINÍCIUS LAMAS ROCHA VICENTE

Modelo Protônico de Ácidos e Bases de Bronsted e Lowry e de Lewis,

Forças de ácidos e Bases e Solubilidade de ácidos e bases

Trabalho Acadêmico apresentado à

disciplina de Informática na Faculdade

de Castelo, como requisito parcial de

avaliação.

Prof. Valderedo Sedano

CASTELO2013

SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO ..................................................................................2. MODELO PROTÔNICO DE ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED E

LOWRY .............................................................................................. 3. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS .......................................................... 4. FORÇAS DE ÁCIDOS E BASES ...................................................... 5. SOLUBILIDADE DE ÁCIDOS E BASES .......................................... 6. ANEXOS ............................................................................................ 7. CONCLUSÃO .................................................................................... 8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .................................................

1. IntroduçãoÁcidos e bases estão presentes em nossa vida. O ácido carbônico está

presente em bebidas das mais diversas, e em água mineral gasosa. Vinagre é

uma solução contendo ácido acético; Ácido sulfúrico é usado em baterias de

automóveis; Soda caustica tem como principal componente a base hidróxido

de sódio; Produtos de limpeza contêm amônia, que em solução aquosa se

comporta como uma base.

Nos laboratórios industriais e de pesquisas, ácidos e bases são substancias

de uso continuo. A concentração de ácidos e bases em soluções tem

importantes implicações sobre reações químicas, fracionamento de mistura,

corrosão e assim por diante.

2. Modelo Protônico de Ácidos e bases de Bronsted e Lowry

Vários significados de ácidos foram surgindo á medida que a química avançou

como a ciência. A primeira definição moderna foi feita pelo químico sueco Svante

Arrhenius (1859-1927) – Prêmio Nobel de Química de 1903, no qual fez a

definição, por volta de 1889, de ácidos como substâncias que em meio aquoso se

ionizam liberando íon H+ (aq), e bases como substancias que em meio aquoso

liberam íons OH- (aq).

O modelo de Arrhenius há algumas limitações devido a sua normal simplicidade,

mesmo assim, é o preferido pelos químicos, sempre que o mesmo se mostra

aplicável e eficiente.

Entretanto, muitas soluções ácidas e básicas não podem ser aplicadas

adequadamente por este modelo simples. Como por exemplo, o modelo de

Arrhenius não explica por que o sal (NH4Cl) em solução exibe propriedades

ácidas, e nem por que o NH3 é uma base.

Por conseguinte, o químico dinamarquês Johannes Bronsted (1879-1947) e o

químico escocês Thonas Lowry (1874-1936), livre de qualquer dependência um

do outro, desenvolveram em 1923 um modelo mais completo e abrangente.

Neste modelo os ácidos e bases em soluções aquosas não simplesmente se

dissolvem e se dissociam ou ionizam na água, mas reagem com a mesma, numa

reação que envolve transferência de prótons (H+).

Dessa forma no modelo de Bronsted e Lowry ácido é um grupo que doa prótons

para outro grupo (por exemplo, a água) e base é um grupo que recebe estes

mesmos prótons, em reações reversíveis.

Utilizando o HCl como exemplo, para Arrhenius escreve desse modo: HCl (aq)

H+ (aq) + Cl- (aq). Já no modelo de Bronsted e Lowry escreve-se: HCl (aq) + H2O

(l) H3O+ (aq)+ Cl- (aq). No qual, o doador de prótons é o HCl, que, portanto,

é um ácido. E o receptor de prótons é a molécula de água, que, portanto, é uma

base. Por outro lado, a reação é reversível, e assim o H3O+ (aq) pode devolver o

próton, e, portanto, é um ácido e o Cl-(aq) pode receber este próton, e, portanto é

uma base.

Isto leva ao conceito de pares ácido base conjugados. O fato é que, um destes

pares ácido/base é o HCl/Cl- (aq) e o outro é o H2O(l)/H3O+ (aq). Na qual tem

como resultado uma conseqüência importante. A espécie que dá propriedades

ácidas às soluções aquosas não são os íons H+ (aq) mas sim os íons H3O+ (aq).

Por esta razão, seria necessário reescrever a auto ionização da água e o seu

produto iônico. Sendo então,

H2O (l) + H2O (l) H3O (aq) + OH- (aq).

Então, tem o sentido que a água é, ao mesmo tempo, um ácido e uma base. O

produto da água seria então escrito: [H3O+ (aq)][OH- (aq)]= Kw.

O sal (NH4Cl) exibe propriedades ácidas em soluções aquosas porque o íon NH4+

(aq), proveniente da dissociação do NH4Cl, reage com a água conforme a

equação:

NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O (aq). No qual, o íon NH4

+ (aq) é o ácido e a

água é a base. Já na reação inversa, o NH3 é a base e o H3O+ (aq) é o ácido, e os

pares ácido-base conjugados são respectivamente: NH4+ (aq) / NH3 (aq) e H3O+

(aq) /H2O (l)

A amônia (NH3) é uma base, porque reage com a água conforme a equação:

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq). Na tabela 2.1 de bases fracas,

nenhuma contém hidroxilas em suas fórmulas, e, portanto, as suas propriedades

básicas em soluções aquosas não poderiam ser explicadas pela teoria de

Arrhenius. Ela demonstra os valores de Kb para algumas bases fracas.

Como por exemplo, a base fraca metil amina H3CNH2. Esta sustância é uma

base porque reage com a água de acordo com a equação:

H3CNH2(aq) + H2O(l) H3CNH+(aq)+(aq)+OH- (aq)

3. Ácidos e Bases de Lewis

Existem outros modelos de ácidos e bases, dependendo da necessidade. Um

modelo muito usado na química orgânica, introduzida pelo químico Norte

Americano G. N. Lewis (é o mesmo da estrutura de Lewis) que define ácido como

qualquer espécie doadora de pares de elétrons.

Como por exemplo, a reação entre íon H+ (aq) e a molécula de amônia:

NH3: H+ (aq)+NH3 (g) NH4 (aq). Portanto, nesta reação a molécula de NH3 doa

um par de elétrons para o íon H+ (aq).

4. Forças de ácidos e BasesÁcidos são substâncias que, em soluções aquosas, aumentam a concentração de

íons H+ (aq). Logo, ácidos como substâncias que em meio aquoso se ionizam

liberando íons H+ (aq), no qual essa definição foi feita pelo químico Sueco Svant

Arrhenius.

O cloreto de hidrogênio (HCl-), que é um gás em condições ambientes, ao se

dissolver com a água, se ioniza conforme a equação abaixo: HCl (aq) H+ (aq)

+ Cl- (aq). No caso do HCl, esta dissociação é praticamente completa. O HCl é um

exemplo de ácido forte. Ou seja, tem um alto grau de dissociação, que é a razão

entre a concentração de íons H+ (aq) e a concentração nominal do ácido, que

varia de 0 (nenhuma ionização) a 1 (ionização total). Neste caso do ácido forte

HCl, o grau de dissociação se aproxima de 1 (ou 100% ionizado) em soluções

diluídas.

Quanto maior a concentração de íons H+ (aq) na solução mais ácida é a solução.

Assim a concentração, de H+ (aq) na solução expressa a acidez desta solução.

Mas, embora em soluções ácidas predominem os íons H+ (aq) , que caracterizam

a acidez, existem íons OH- (aq), devido ao equilíbrio iônico da água.

Soluções onde a concentração de H+ (aq) é maior que a concentração de OH-

(aq), ou seja, soluções ácidas apresentam uma série de características que as

identificam. As principais são:

Possuem sabor azedo. Daí o nome ácido, que significa exatamente isto:

azedo;

Reagem com uma série de metais (Zn, Fe, Mg, Al, por exemplo), liberando

gás hidrogênio;

Tornam vermelho o papel tornassol azul;

Neutralizam as propriedades características de soluções básicas.

Segundo a definição do químico sueco Svante Arrhenius, base é uma substância

que me meio aquoso libera íons OH-(aq). Como por exemplo, a dissolução e a

dissociação do hidróxido de sódio em água: NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq). No

caso do NaOH, esta dissociação é praticamente completa. Então, o NaOH é um

exemplo de base forte. Ou seja, tem um alto grau de dissociação.

Então, quanto maior a concentração de íons OH- (aq) na solução mais básica é

esta solução. Assim a concentração de OH- (aq) na solução expressa a

basicidade da solução. Sendo as suas principais características que as

identificam:

Possuem sabor amargo;

São escorregadias ao tato. Isto acontece porque soluções básicas reagem

com a gordura contida na pele, produzindo sabão. Como conseqüência a

mão fica ressecada;

Tornam azul o papel tornassol vermelho;

Neutralizam as propriedades características de soluções ácidas.

Alguns dos principais ácidos e bases fortes estão representados na tabela 3.1

Já na tabela 3.2, segue a escala de pH, onde o pH de uma maneira indireta de

expressar a acidez ou a basicidade (alcalinidade) de uma solução, ou seja uma

maneira indireta de expressar a concentração de íons H+ (aq).

A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH

de uma substância, mais ácida esta substância será, veja o pH de algumas

substâncias:

Ácido de bateria - < 1,0Coca-cola - 2,5Água Pura - 7,0Saliva Humana - 6,5 - 7,4Cloro - 12,5

O pH menor que 7 indica que tal substância é ácida, para pH maior que 7 indica

que a substância é básica e para substância com pH 7 indica que ela é neutra.

O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio

de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores.

Os indicadores possuem a propriedade de mudar de cor conforme o caráter da

substância, se for ácido ou básico.

Um exemplo é o tersol e a fenolftaleína.

Na presença de ácidos, o papel de tornassol fica com a coloração vermelha e a

solução de fenolftaleína sai de vermelha e fica incolor na presença de um ácido.

Mas, também ocorre um grande número de ácidos e bases que se ionizam

apenas parcialmente em solução aquosa. Que são denominados ácidos e bases

fracos. Um ácido fraco de grande importância na química, e também no dia a dia,

é o ácido acético, que é o principal constituinte do vinagre.

Este ácido é representado pela fórmula CH3COOH tem um grau de ionização de

apenas 0,01, o que significa que apenas 1% de suas moléculas liberam íons H+

(aq) para dentro da solução aquosa.

Alguns dos ácidos fracos monopróticos (um só hidrogênio ionizável) seguem na

tabela 3.3. Onde Ka é uma constante ácida.

5. Solubilidade de ácidos e bases

Definindo um sal como um composto que, em solução, se dissocia em

um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-.

Um sal solúvel é aquele que faz parte de uma solução mais concentrada que

0,01M. Um sal insolúvel apresenta uma solubilidade muito menor do que 0,01M.

Solubilidade de líquidos em líquidos:

Entre os dois extremos de completa miscibilidade (benzeno-tetracloreto de

carbono, água-etanol) e total imiscibilidade (CCl4-H2O), há muitas substâncias

que são apenas parcialmente solúveis entre si. Por exemplo, na tabela abaixo, as

solubilidades de uma série de álcoois diferentes estão listadas em mols de soluto

(álcool) por 100g de água. À medida dos mais altos pesos moleculares, o grupo

polar OH representa uma porção cada vez menor das moléculas; como resultado,

as moléculas de álcool tornam-se menos parecidas com a água, à medida que se

tornam maiores. Paralelamente ao aumento do tamanho das porções apolares de

hidrocarboneto destes álcoois, é observado um correspondente decréscimo na

solubilidade em água. Que está representado na tabela 4.1.

6. Anexos

Tabela 2.1

Base (nome) Fórmula Kb

Dimetil amina (CH3)2NH 1,18x10-3

Metil amina H3CNH2 5,25x10-4

Amônia NH3 1,8x10-5

Piridina (CH)3N 1,5x10-9

Anilina (CH)5CNH2 4,2x10-9

Tabela 3.1

Ácidos Fortes Bases Fortes

Ácido clorídrico – HCl Hidróxido de sódio – NaOH

Ácido iodídrico – HI Hidróxido de potássio – KOH

Ácido bromídrico – HBr Hidróxido de rubpidio – RbOH

Ácido perclórico – HClO4 Hidróxido de bário – Ba(OH)2

Ácido nítrico – HNO3 Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2

Tabela 3.2

Tabela 3.3

Ácido (nome) Fórmula Ka

Ácido fluorídrico HF 6,8 x 10-4

Ácido fórmico HCOOH 1,78 x 10-4

Ácido benzóico C6H5COOH 6,6 x 10-5

Ácido acético CH3COOH 1,8 x 10-5

Ácido propiônico CH3CH2COOH 1,35 x 10-5

Ácido cianídrico HCN 4,8 X 10-10

Água H2O 1,8 x 10-16

Ácido hipobromoso HOCl 2,95 x 10-8

Tabela 4.1

Substância Fórmula Solubilidade (mols de

soluto/100g de H2O)

Metanol CH3OH _____

Etanol C2H5OH _____

Propanol C3H7OH _____

Butanol C4H9OH 0,12

Pentanol C5H11OH 0,031

Hexanol C6H13OH 0,0059

Heptanol C7H15OH 0,0015

7. Conclusão

Citamos as três teorias mais conhecidas de ácido e base. Um aspecto comum a

todas as teorias é definir um ácido como um doador de espécies positivas (um

próton, um cátion...) ou como receptor de espécies negativas (um íon óxido, um

par de elétrons...). Uma base, ao contrário, é uma doadora de espécies negativas

(um ânion, um elétron...) e uma receptora de espécies positivas (hidrônio,

próton...). Os conceitos de ácido e base não explicam as propriedades

observadas, na verdade. Estas explicações residem nas estruturas e ligações.

No entanto, base é toda substância que dissolvida em água, sofre dissociação

iônica, liberando, como ânion, somente íons hidroxila (OH-)

O ácido é toda substância que dissolvida em água, sofre ionização, liberando,

como cátion, somente íons H+.

8. Referências Bibliográficas

www.alunosonline.com.br/quimica/o-que-e-o-ph.html . Acessado em: 09 de

junho de 2013 ás 14:16;

http://pt.wikipedia.org/wiki/solubilidade . Acessado em: 09 de junho de 2013

ás 14:50;

www.foz.unioeste.br . Acessado em: 09 de junho de 2013 ás 13:20;

BRAATHEN, PER CHRISTIAN. QUÍMICA GERAL: 3ª ED. REVISADA E

AMPLIADA. VIÇOSA: 2011. 701 PG.