Capitulo 5 - Acidos e Bases
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Ácidos e bases
Prof. Silvio César de Oliveira
Química Geral 2
UFMS -2013
Química Licenciatura
Reações de Ácidos e Bases
- Ácido: latim, “acidus”azêdo
( Frutas cítricas, vinagre)
-Papel “tornasol” (líquen) rosa
(indicador).
-Bases: soluções alcalinas
Árabe: Al-qali ( cinzas de plantas)
-Soda, amoníaco, cal.
-Papel “tornasol”azul.
Os primeiros químicos aplicaram o termo ácido a substâncias que
tinham um sabor azedo acentuado. Ex.: vinagre.
Função química corresponde a um conjunto de
substâncias que apresentam propriedades químicas
semelhantes.
As substâncias inorgânicas podem ser classificadas
em quatro funções:
Ácidos
Bases
Sais
Óxidos
Assim, numa reação química, todos os ácidos, por
exemplo, terão comportamento semelhante.
Nos restringiremos, neste momento, aos ácidos e bases!
Função Química: Ácidos e Bases
As semelhanças nas propriedades das substâncias foram inicialmente identificadas
pelo estudo de soluções de ácidos e bases em ÁGUA (meio aquoso), que levaram
as definições de Arrhenius de ácidos e bases.
Porém os químicos descobriram que as reações entre ácidos e bases também ocorriam
em meios não-aquosos e até mesmo na ausência de solventes.
A definição geral teve que ser descartada e substituída por uma definição mais ampla
que contivesse este novo conhecimento.
Ácidos e Bases em solução aquosa
Definição de Svante Arrhenius (de 1884)
Arrhenius definiu um acido com um composto que uma vez ionizado
em água libera o cátion hidronio ou hidroxônio (H3O+ ) ou, mais
simplificadamente, íon H+) e base um composto que libera íon
hidróxido (OH-).
Exemplo:
HCl é um ácido de Arrhenius pois em meio aquoso libera H+:
HCl (g) H+ (aq) + Cl- (aq)
A amônia é uma base de Arrhenius:
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
O sódio metálico, embora produza íons OH- quando reage
com a água não conta como uma base de Arrhenius porque é
um elemento e não um composto como requer a definição.
2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g)
O íon H+ interage com a molécula de água:
Ionização de um Ácido
HCl + H2O H3O+ + Cl-
H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + SO4
2-
H3PO4 + 3H2O 3H3O+ + PO4
3-
Outros exemplos:
O conceito de ácido e base de Arrhenius, embora útil, tem
limitações. Porque é restrito a soluções aquosas.
Em 1923, os químicos Bronsted (dinamarques) e Lowry (ingles),
separadamente, propuseram uma definição mais geral.
O conceito deles é baseado no fato de que as reações ácido-base
envolvem transferência de prótons (ions H+) de uma substancia para
outra.
Reações de transferência de Próton
• Focaremos no H+(aq). • Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+. • A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. • Considere HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq):
– o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um ácido.
– a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma base. • A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base. • As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos quanto como
bases.
Qdo um próton é transferido de HCl para H2O, HCl atua como um ácido de Bronsted-Lowry e H2O atua como uma base de B-L.
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
Doador de prótons ácido
Aceita prótons base
-(aq)(aq)3(l)2(aq) Cl OH OH HCl
Ácidos e Bases de Lewis
É uma teoria geral sobre o conceito ácido-base, relacionando o compartilhamento de
elétrons, tanto em soluções como na fase gasosa.
ácido: substância capaz de aceitar um par de elétrons de um outro átomo para formar
uma ligação. Em geral são cátions metálicos ou compostos deficientes de elétrons;
BF3 , o átomo de boro é rodeado de 3 pares de elétrons.
base: substância capaz de doar um par de elétrons para outro átomo formando nova
ligação. Em geral, são espécies neutras ou aniônicas, como bases de Bronsted.
NH3 , o átomo de N tem três pares de ligação e um par livre.
Reações :
BF3 + :NH3 F3B – NH3
Ácido base aduto ou complexo
Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) = [Cu(NH3)4]2+ (aq)
Equilíbrio ácido base complexo
ácidos neutros: CO2 (aq) + OH- (aq) = HCO3- (aq)
ácido base
CO2 (aq) + H2O (l) = H2CO3 (aq)
ácido base doando um par de elétron para o C
Hidrogênios ionizáveis
Os hidrogênios que fornecem H3O+ são chamados de
hidrogênios ionizáveis. São aqueles que se ligam ao
elemento mais eletronegativo na molécula do ácido.
Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é
a mesma que pode ionizar, mas existem exceções:
H3PO3 + 2H2O 2H3O+ + HPO3
2- apenas 2H+
H3PO2 + H2O H3O+ + H2PO2
1- apenas 1H+
Ácido fosforoso
Ácido hipofosforoso
Classificação dos Ácidos
Quanto a presença ou ausência de Oxigênio
Hidrácidos (HCl, H2S, HBr)
Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4)
Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-COOH)
Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH)
Inorgânicos (H2CO3, H2CO2, HCN)
Classificação dos Ácidos
Quanto ao número de elementos Químicos:
Binário (HCl, HBr, HF)
Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)
Quaternário (H4[Fe(CN)6])
Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis:
Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)
Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3)
Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2)
Tetrácidos (H4P2O7)
Quanto ao Grau de Ionização (a)
Ácidos fracos: 0< a < 5%
Ácidos moderados: 5% a 50%
Ácidos fortes : 50% < a < 100%
Nº de Mol Ionizados a = Nº Inicial de Mols
Ácido fraco: HClO
Ácido moderado: H3PO4
Ácido forte : H2SO4
HClO4
Quanto ao Grau de Ionização (a)
Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr, HI
Moderado: HF
*Os demais são fracos!!!
Oxiácidos: HxEOy
0 fraco Ex.: HClO
1 moderado Ex.: H3PO4
2 forte Ex.: H2SO4 y-x
Nomenclatura Oficial:
Hidrácidos
Seguem a seguinte regra:
Ácidos + ídrico
Radical do Elemento
Oxiácidos
Seguem a seguinte regra:
ico (+ oxigênio)
Ácido __________________ +
Radical do Elemento oso (- oxigênio)
Clube dos 6:
-H2SO4
-HNO3
-H3PO4
-H2CO3
-H3BO3
-HClO3
Ácido Per.....ico
Ácido .....ico
Ácido .....oso
Ácido Hipo.....oso
Menos
Oxigênios
+7
+6,+5
+4,+3,+2
+1
Ex: H3PO3 – ác. Fosforoso
HClO4 – ác. Perclórico
H2SO3 – ác. Sulfuroso
+3
+7
+4
Nomenclatura Oxiácidos:
Exemplo:
H2S +2 - 2
Ácido sulfídrico
H2SO4 +2 +6
Ácido sulfúrico
- 8
*Para ácidos do enxofre
usamos o radical em latim
“sulfur”.
H2SO3 +2 +4
Ácido sulfuroso
- 6
Prefixos Orto, Meta e Piro
- o prefixo orto é usado para o ácido fundamental;
- o prefixo meta é usado quando do ácido orto retira-se 1H2O;
- o piro é usado para indicar a retirada de 1H2O de duas
moléculas do orto.
H3PO4 +3 +5
Ácido fosfórico
- 8
HPO3 +1 +5
Ácido fosfórico
- 6
H4P2O
+4 +10
Ácido fosfórico
-14
+5
- 1 H2O
(orto)
meta
- 1 H2O
2 x
piro 7
H6P2O8 (piro-fosfórico) - 1H2O = H4P2O7 ácido piro - fosfórico
Características gerais dos ácidos
Apresentam sabor azedo;
Desidratam a matéria orgânica;
Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;
Neutralizam bases formando sal e água;
Ácidos importantes:
1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)
É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm3,
é um ácido forte que reage com metais originando
sulfatos além de ser muito higroscópico.
Pode ser obtido a partir das seguintes reações:
S + O2 SO2
SO2 + ½O2 SO3
SO3 + H2O H2SO4
*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.
2) HCl – Ácido Clorídrico (ácido muriático)
Solução de hidreto de cloro em água.
Apresenta forte odor, além de ser sufocante.
É utilizado na limpeza de peças metálicas e de
superfícies de mármore.
É encontrado no suco gástrico humano.
*A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada
de decapagem.
Ácidos importantes:
3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis)
Líquido incolor fumegante ao ar que ataca
violentamente os tecidos animais e vegetais,
produzindo manchas amareladas na pele.
É muito usado em química orgânica para a produção de
nitrocompostos.
As manchas na pele são causadas
pela reação xantoprotéica*.
Ácidos importantes:
+ 3HNO3
CH3
-NO2
CH3
NO2-
NO2
+ 3H2O
TNT
*Reação para verificação da existência de proteína num líquido qualquer. Adiciona-se amônia ao
líquido previamente aquecido com ácido nítrico, aparecendo coloração alaranjada quando há
presença de proteína.
4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338*)
É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo
vermelho com ácido nítrico concentrado.
É um ácido moderado usado na industria de vidros,
preparo de águas minerais e nos refrigerantes de
“cola”. Seus fosfatos são usados como adubo.
*Seus fosfatos fazem parte da formulação do
fertilizante “NPK”.
Ácidos importantes:
*Acidulantes
São utilizados principalmente nas bebidas com função parecida com a dos aromatizantes.
Os acidulantes podem modificar a doçura do açúcar, além de conseguir imitar o sabor de certas
frutas e dar um sabor ácido ou agridoce nas bebidas.
Também aparecem codificados nas embalagens, sendo reconhecidos pela letra H. São
encontrados nos sucos de frutas e refrigerantes, entre outros.
Bases De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda
substância que, dissolvida em água, dissocia-se
fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou
oxidrila).
NaOH Na+ + OH-
Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-
Al(OH)3 Al3+ + 3OH-
Possuem OH- (direita);
Metais;
Lig. Iônicas;
Sólidas;
Fixas.
Bases
* NH3 + H2O NH4OH
Ametais;
Lig. covalentes;
Solução aquosa;
Volátil.
(exceção)
Nomenclatura
Hidróxido de _________________
Nome do Elemento
NaOH hidróxido de sódio
Fe(OH)2 hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 hidróxido de ferro III
Classificação
Quanto ao Número de Hidroxilas
- Monobases: NaOH; NH4OH - Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2 - Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3 - Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)4
Quanto ao Grau de Dissociação Iônica
- Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (A1)
e metais alcalinos terrosos (A2).
- Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido
de amônio (NH4OH) e as demais bases.
Classificação
Quanto à Solubilidade em Água
- Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais
alcalinos (A1) e o hidróxido de amônio (NH4OH).
- Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais
alcalino-terrosos (A2).
- Insolúveis: todos os demais hidróxidos.
KOH Monobase
Forte
Solúvel
Al(OH)3 Tribase
Fraca
Insolúvel
Características gerais das bases
Apresentam sabor caústico;
Estriam a matéria orgânica;
Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína;
Neutralizam ácidos formando sal e água;
1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica)
É um sólido branco floculado muito solúvel em água
além de extremamente caústico.
É usado na desidratação de gorduras, no
branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de
sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e
esgotos.
*Sabões e detergentes são chamados de agentes
tensoativos e possuem caráter básico.
Bases importantes:
2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada,
hidratada ou extinta)
É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a
partir do CaO (cal virgem).
É usada na caiação de paredes e muros, na
neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces.
Bases importantes:
CaO + H2O Ca(OH)2
Cal
Virgem
Cal
Apagada
3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia)
É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO.
É usada como antiácido estomacal e também como
laxante.
*Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos
ácidos que causam odores indesejáveis.
Bases importantes:
Mg(OH)2 + 2HCl MgCl2 + 2H2O
4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox)
É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver
moléculas orgânicas que por ventura estejam em
solução aquosa (no tratamento da água).
É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e
na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura
artística.
*Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax .
Bases importantes:
Pares ácido-base conjugados • O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é
chamado de sua base conjugada.
• Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é chamado de um ácido conjugado.
• Considere:
– Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A- (base). Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados.
– Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O+ (ácido). Conseqüentemente, a H2O e o H3O+ são pares ácido-base conjugados.
• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.
Como vimos, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, algumas bases são melhores receptoras de prótons que outras.
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
Forças relativas de ácidos e bases
• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada.
• O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa.
• O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa.
1. Os ácidos fortes transferem completamente seus prótons para a água, não deixando nenhuma molécula não dissociada. Suas bases conjugadas tem tendencia desprezível para ser protonadas (abstrair prótons) em solução aquosa.
1. Os ácidos fracos dissociam-se apenas parcialmente em solução aquosa e,
consequentemente, existem em solução como uma mistura de moléculas de ácido e íons constituintes. As bases conjugadas de ácidos fracos mostram ligeira habilidade para remover prótons da água. (As bases conjugadas de ácidos fracos são bases fracas).
2. As substâncias com acidez desprezível são aquelas como CH4, que contem hidrogênio, mas não demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas bases conjugadas são fortes, reagindo completamente, abstraindo prótons das moléculas de água para formar íons OH-.
Aqui agrupamos os ácidos e bases em três categorias abrangentes com base em seus comportamentos em água:
Forças relativas de alguns pares ácido-base conjugados, listados um do lado oposto do outro, em duas colunas.
Ácidos e bases conjugadas
conjugada base ácido
COCH OH OH OOHHC -2(aq)3(aq)3(l)2(aq)3
conjugada base ácidoH doa
- Reação ácido-base e pares conjugados: o produto de um ácido que reagiu pode atuar como uma base, no equilíbrio:
HCO3- (aq) + H2O (l) = H3O
+ (aq) + CO3- (aq) ;
Ácido Base ácido base
e o produto de uma base que reagiu pode atuar como um ácido, no equilíbrio:
H3O+ (aq) + CO3
- (aq) = HCO3- (aq) + H2O (l);
ácido base Ácido Base
o par : HCO3- (aq) e CO3
- (aq) é o par ácido – base conjugado
(diferindo de um H);
enquanto,
H3O+ (aq) e H2O (l) é o outro par conjugado ácido-base.
-para a reação abaixo qual é o par conjugado ácido-base?
HF(aq) + NH3(aq) = NH4+(aq) + F- (aq)
Auto-ionização da água
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
O produto iônico da água
• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio
• a 25 C , em água pura , [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M
• O descrito acima é chamado de auto-ionização da água.
14-
3w
-
3
2
2eq
2
2
-
3eq
100.1]OH][OH[K
]OH][OH[]OH[K
]OH[
]OH][OH[K
A Autoionização da H2O: troca de prótons entre moléculas de água
- a água tanto atua como ácido ou base
-e dependendo da concentração de H3O+ ou OH- , estes têm de ser
considerados em outros equilíbrios em solução aquosa.
Portanto em equilíbrios a autoionização da água deve ser
considerada.
Se a concentração de H3O+ cresce, a concentração de OH- decresce.
-em água pura , [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, e a solução é neutra.
-em solução ácida [H3O+] > 1 x 10-7 e [OH-] < 1 x 10-7 M
-em solução básica [H3O+] < 1 x 10-7 e [OH-] > 1 x 10-7 M
A escala de pH
• Em geral, para um número X,
• Por exemplo, pKw = -log Kw.
14pOHpH
14]OHlog[]Hlog[
totanpor,14]OH][H[logpK
100.1]OH][H[K
-
-
w
14-
w
XlogpX
pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'potencial hidrogeniônico'. Essa
grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa.
Matematicamente, o "p" equivale ao simétrico do logaritmo (cologaritmo) de base 10
da atividade dos íons a que se refere.No caso, íon H+.
• A escala de pH é um método para expressarmos a acidez em termos de um
número mais simples de se escrever. É definido como o negativo do
logaritmo de base dez da concentração do íon hidrôxonio:
pH = - log [H3O+] ;
• ou o antilog : [H3O+] = 10-pH
• O pOH de uma solução é definido, como:
pOH = - log [OH-] , ou [OH-] = 10-pOH
• a 25°C, [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, assim
• pH = - log (1x10-7 ) = 7 e pOH = - log (1x10-7) = 7
• soluções com pH < 7 são ácidas e pH> 7 são básicas.
• como Kw = aH3O+ aOH
- = 1.0 x 10-14 ou simplificando:
• Kw = [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 , pH + pOH = 14.
e pKa = - log Ka valor grande de pKa significa valor pequeno de Ka e o ácido é fraco!
• A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14.
• Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH, (por exemplo, o pH de HCl 2,0
mol/L é -0,301).
Concentrações de H+ e
valores de pH de algumas
substâncias comuns a 25oC.
O pH e o pOH podem ser
estimados ao se usar
concentrações de referência
de H+ e OH-.
Escala de pH
pH de água pura = 7
pH de uma solução ácida < 7
pH de uma solução alcalina > 7
7 1x10 log - pH
OH log - pH
7-
3
Exemplo
2 1x10log - pHM 1x10 OH
7,4 4x10log - pHM 4x10 OH
2-2-3
-8-83
Medindo o pH • O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH.
• Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. Esses são indicadores.
• Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH.
• Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada em função do pH.
• A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas.
Indicadores
naturais:
Faixas de pH para as variações de cor de alguns indicadores ácido-base comuns. A
maioria do indicadores tem faixa útil de aproximadamente 2 unidades de pH.
Ácidos e bases fortes
Ácidos fortes
• 7 são os ácidos comuns mais fortes:
Monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e
Diprótico: H2SO4.
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução:
HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3
-(aq)
• Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável, escrevemos:
HNO3(aq) H+(aq) + NO3-(aq)
Em uma solução aquosa de ácido forte, o ácido é normalmente a única fonte
significativa de íons H+.
Ácidos fortes
• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Se a
concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 mol/L, a
auto-ionização da água precisa ser considerada.)
• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do
ácido.
Bases fortes
Existem relativamente poucas bases fortes comuns. A maioria são hidroxidos
iônicos dos metais alcalinos (1A) e alcalinos terrosos (2A).
• A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e
Ca(OH)2) e se dissociam completamente.
• Hidróxidos de metais 2A mais pesados tem solubilidade limitadas: Sr(OH)2 e
Ba(OH)2
• Portanto, uma solução rotulada de 0,30mol/L de NaOH consiste em 0,30mol/L de
Na+ e 0,30mol/L de OH- quase não existe NaOH não-dissociado.
Bases fortes
• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução.
• O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração
em quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado com a estequiometria.
• Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.
Soluções fortemente básicas também são formadas por determinadas substâncias que
reagem com a água para formar OH-. A mais comum destas contém o íon óxido O2-.
Os óxidos metálicos iônicos, especialmente Na2O e CaO, são geralmente usados na
industria quando uma base forte é necessária.
Portanto, as bases não têm que conter o íon OH-:
O2-(aq) + H2O(l) 2OH-(aq)
Os hidretos e nitretos iônicos também reagem com água para formar OH-:
H-(aq) + H2O(l) H2(g) + OH-(aq)
N3-(aq) + 3H2O(l) NH3(aq) + 3OH-(aq)
Ácido e Bases fracas
- poucos ácidos doam prótons com facilidade, o mesmo ocorre com as bases que os aceitam
- a maioria dos ácidos e bases são fracos e suas forças relativas podem ser obtidas quantitativamente tendo-se a constante de equilíbrio, K, em solução aquosa.
Para um ácido, genérico, HA
HA (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + A- (aq)
Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, Ka?
Para uma base, genérica , B
B (aq) + H2O (l) = BH+ (aq) + OH- (aq)
Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, Kb ?
Quanto mais forte um ácido, mais fraca é a sua base conjugada. Para todos os pares ácido-base conjugados, os produtos de suas respectivas constantes de equilíbrio igualam o valor da constante de ionização da água.
Ka . Kb = Kw
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
]HA[
]A][OH[K
-
3a
]HA[
]A][H[K
-
a
Constante de dissociação ácida
A ordem de grandeza para Ka de ácido fraco geralmente está entre 10-3 – 10-10.
A maioria das substancias ácidas são ácidos fracos e consequentemente ioniza-se
apenas parcialmente em soluções aquosas.
• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução.
• Existe uma mistura de íons e ácido onão-ionizado em solução.
• Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:
• Ka é a constante de dissociação de ácido.
• Observe que a [H2O] é omitida na expresão de Ka (a H2O é um líquido puro)
• Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentes no
equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas).
• Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é
um ácido forte.
Cálculo de Ka a partir do pH
• Os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio.
• O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+.
• Em muitos casos, a pequena ordem de grandeza de Ka permite-nos usar
aproximações para simplificar o problema.
• Usando Ka, a concentração de H+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser
calculada.
– Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio.
– Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para Ka.
– Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x.
• Substitua na expressão da constante de equilíbrio e resolva. Lembre-se de converter
x em pH se necessário.
Ex.: Um estudante preparou uma solução de 0,10mol/L de ácido fórmico (HCHO2) e
mediu seu pH usando um pHmetro. Constatou-se que o pH a 25oC é 2,38. a)
Calcule Ka para o ácido formico nesta temperatura. Reação: HCHO2 (aq) H+ (AQ)
+ CHO2- (aq)
A determinação de Ka e Kb
Ka e Kb são determinados experimentalmente medindo o pH da solução.
Exemplo:
HCO2H (aq) + H2O = H3O+ (aq) + HCO2
- (aq)
1 mol 1 mol 1 mol
em que 0,0300M de ácido fórmico tem um pH=2,66. Qual é a concentração de
íons H3O+. Qual é o Ka
?
Resp.: [H3O+] = 10-pH = 10-2,66 = 2,2 x 10-3 M
HCO2H(aq) H3O+(aq) HCO2
-(aq)
Início: 0,030 0 0
Equilíbrio: 0,030 – 2,2x10-3 2,2 x10-3 2,2 x 10-3
A constante de equilíbrio é :
4
3
23
2
23 107,1)102,2030,0(
)102,2(
][
]][[
xx
x
HHCO
HCOOHK
E como estimar o pH de uma solução de ácido fraco?
O ácido benzóico é um ácido fraco com Ka = 6.3x 10-5 a 25°C. Qual é o pH para uma solução deste ácido de 0.020M?
a) balancear a equação e escrever a constante de equilíbrio:
C6H5CO2H (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + C6H5CO2
- (aq)
Ka = [H3O+ ] [C6H5CO2
- ] / [C6H5CO2H] = 6.3x10-5
b) em uma tabela temos,
C6H5CO2H H3O+ (aq) C6H5CO2
-
início: 0.02000
reação ocorrendo: -x +x + x
No equilíbrio: 0.020 – x x x
c) substituindo os valores em Ka :
6.3x10-5 = x.x / (0.020 – x )
ou resolvemos a equação de 2o grau ou; como é um ácido fraco, portanto
pouco dissociado ( o próprio valor de Ka já indica isto) , de modo que:
(0.020 – x ) ~ 0.020 Então,
6.3x10-5 = x2 / (0.020) = 1.1x10-3 e assim,
[H3O+] = 1.1x10-3 M.
e o pH = - log (1.1x10-3) = 2.95
A nossa suposição é válida pois, 1.1 x 10-3 << 0.020 .
Para estimar o pH de uma solução de base fraca o raciocínio é análogo ao realizado para uma solução de um ácido fraco.
A anilina é uma base fraca que fornece a seguinte equação:
C6H5NH2 (aq) + H2O (l) = C6H5NH3 + (aq) + OH- (aq)
A 0.15 M o pH da solução é de 8.89. Qual é o Kb da base?
C6H5NH2 H2O C6H5NH3+ OH-
início: 0.15 0 0
reação ocorrendo: -x +x + x
no equilíbrio: 0.15– x x x
a) primeiro defina a concentração da base fraca e o pH da solução;
b) calcule a concentração de OH- a partir do pH;
c) faça uma tabela para poder calcular as concentrações da base fraca e do ácido conjugado;
d) substitua as concentrações no equilíbrio na expressão de Kb e calcule Kb.
No equilíbrio , x = [OH-] = 7.8 x 10-6 .
Kb = [C6H5NH3+][ OH-] / [C6H5NH2] = (x) (x) / (0.15 –x)= 4 x 10-10
Determinando a constante de equilíbrio da base, Kb
Calcular o pH de uma solução 0.10 M de acido acético. Sabendo que o valor de Ka =
1.8 x 10-5.
Etapa 1: Escreva a constante de ionização do acido acético:
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2
- (aq)
Etapa 2: Determinar as concentrações a partir dos dados fornecidos:
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
HC2H3O2 H+ C2H3O2-
Inicial 0.10M 0 0
Reação -xM +xM +xM
Equilíbrio (0.10 - x) M xM xM
Ka = { [H+][C2H3O2-] / [HC2H3O2] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 1.8 x 10-5
Etapa 3: substituir os dados:
Exemplo: ácidos fracos
Etapa 4: Desde que o valor de Ka é pequeno, podemos considerar que o valor de x
sera muito pequeno (somente uma pequena quantidade de HC2H3O2 é dissociada). Se
assumimos que x é muito pequena (menor que 5%) da concentração inicial do ácido,
podemos evitar a formula quadrática . Assim a equação será:
1.8 x 10-5 = {(x)(x) / 0.10}
x = 1.3 x 10-3 M = [H+]. Este valor é muito menor que 5% da concentração inicial do
ácido 0.10M.
Etapa 5: o valor de pH é :
pH = -log(1.3 x 10-3M)
pH = 2.89
Exemplo: Calcular o porcentagem da molécula ionizadas de HF de uma solução de 0.10
M. O valor de Ka= 6.8 x 10-4.
Etapa 1: Equação de ionização:
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)
Etapa 2:
HF H+ F-
INITIAL 0.10M 0 0
CHANGE -xM +xM +xM
EQUILIBRIUM (0.10 - x)M xM xM
Etapa 3: constante de equilíbrio:
Ka = { [H+][F-] / [HF] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 6.8 x 10-4
Etapa 4: Assumindo que x << 0.10:
6.8 x 10-4 = { x2 / 0.10}
x = 8.2 x 10-3 M
{ 8.2 x 10-3M / 0.1M } x 100 = 8.2%,
Este valor é maior que 5% da concentração inicial , então x << 0.10M!
Etapa 5: Usamos a equação do método quadrado:
x2 + (6.8 x 10-4) x - 6.8 x 10-5 = 0
x = 7.9 x 10-3M = [H+]
Então, % ionizado = { [ ionizado ] / [ inicial] } x 100:
{ 7.9 x 10-3M / 0.10M } x 100 = 7.9%
Exemplo: Bases fortes
Calcular o pH de uma solução de 0.010 M de Ba(OH)2.
Etapa 1: Calcular [OH-]:
Todas as moleculas de Ba(OH)2 dissocia para formar 2 ions hidróxidos e 1 cation Ba2+.
Etapa 2: Calcular [H+]:
[H+][OH-] = Kw = 1.00 x 10-14
[H+] = {1.00 x 10-14 / [OH-]} = {1.00 x 10-14 / 0.020M} = 5.0 x 10-13M
Etapa 3: Calcular o pH:
pH = -log ( 5.0 x 10-13M) = 12.30
[OH-]= 0.020M
• Para um par ácido-base conjugado
• Conseqüentemente, quanto maior o Ka, menor o Kb. Isto é, quanto
mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada.
• Tomando o negativo dos logaritimos:
baw KKK
baw pKpKpK
Relação entre Ka e Kb
Equação A:
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq)+OH-(aq) Equação B:
N.B: Outra maneira de expressão de Ka ou Kb é pKa ou pKb.
pKa = -log (Ka) e pKb = -log (Kb)
pKa + pKb = pKw = 14.00
NH4+(aq) NH3(aq)+H+(aq)
O que acontece em uma solução que contém não somente ácido fraco, como
ácido acético, HC2H3O2, mas também um sal solúvel de tal ácido, como
NaC2H3O2?
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
Agora, adicionando NaC2H3O2, que se dissocia completamente, nós
aumentamos a concentração de C2H3O2- (aq).
Pelo princípio de Le Chatelier:
• O equilíbrio se deslocará para a esquerda (para reagentes) causando
• A diminuição de [H+] e portanto o pH aumenta!
Efeito do Íon Comum
O efeito do íon comum é o deslocamento no equilíbrio que ocorre qdo um íon
já presente na reação de equilíbrio é adicionado.
EXEMPLO
Se 0.100 mols de NaC2H3O2 são adicionados a 1.0 litro de 0.100 M de solução
de ácido acético HC2H3O2, qual é o pH resultante ?
PASSO 1: Identificar as espécies na solução:
•HC2H3O2 (ácido fraco)
•Na+ (nem acido nem base que significa um íon espectador)
•C2H3O2- (base conjugada de um ácido fraco)
•H2O (ácido muito fraco ou base, anfotérico)
PASSO 2: Identificar as reações de equilíbrio.
Neste caso, ela é a reação que envolve o ácido fraco e sua base
conjugada:
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
PASSO 3: Fazer uma tabela para determinar a concentração de equilíbrio das
substâncias:
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
HC2H3O2 H+ C2H3O2-
•Inicial 0.100 M 0 0.100 M
•Variação -x M +x M +x M
•equilíbrio (0.100 - x) M x M (0.100 + x) M
PASSO 4: Determinar e resolver as constantes de equilíbrio da expressão:
Ka = 1.8 x 10-5 = { [H+][C2H3O2-] / [HC2H3O2] }
1.8 x 10-5 = { x(0.100+x) / (0.100-x) }
1.8 x 10-5 = { x(0.100) / (0.100) }
•Assumindo que x << 0.100 M, pois Ka x 1000 é menor que a concentração
inicial de HC2H3O2 e C2H3O2-:
x = [H+] = 1.8 x 10-5, que é muito menor que 0.100M.
•PASSO 5: Calcular pH!
•pH = -log(1.8 x 10-5) = 4.74
A adição de um íon comum pode tbém afetar a dissociação de uma base fraca
de maneira similar.
Íons comuns gerados por reações ácido base
Nem todas as situações de íons comuns provém da adição de um sal. Algumas
provem como resultado de uma reação ácido base.
HC2H3O2 (aq) + OH- (aq) C2H3O2- (aq) + H2O (l)
Se o número de mols de HC2H3O2 é maior que o número de mols de OH-, a
reação terá um excesso de HC2H3O2!
Isso significa que a solução terá íons HC2O3H2 e C2H3O2- e ocorrerá o efeito do
íon comum
Calcular o pH de uma solução produzida a partir da mistura
de 0.60 L de 0.10 M de NH4Cl com 0.40L de 0.10 M de NaOH.
PASSO 1: Identificar as espécies que reagem na solução:
NH4+ e OH-
•NH4+ (aq) + OH- (aq) NH3 (aq) + H2O (l)
PASSO 2: Cálculo estequiométrico:
• # mols NH4+ ANTES da reação : (0.10 mol/L)(0.60L)= 0.060mols
• # mols OH- ANTES da reação : (0.10 mol/L)(0.40L) = 0.040 mols
NH4+ OH- NH3
•inicial 0.060 mol 0.040 mol 0 mol
•variação -0.040 mol -0.040 mol +0.040 mol
•final 0.020 mol 0 mol 0.040 mol
•NH4+ é o reagente em EXCESSO
•Todo o OH- (reagente LIMITANTE) é usado
•O volume total da solução é 1.00L.
•Então [NH3] = 0.040 mol/1.00L = 0.040 M,
•e [NH4+] = 0.020 mol/1.00L = 0.020 M
PASSO 3: Cálculo do equilíbrio
•Agora que conhecemos as concentrações de cada reagente,
podemos determinar o efeito do íon comum.
NH4+ (aq) H+ (aq) + NH3 (aq)
NH4+ H+ NH3
•inicial 0.020 M 0 M 0.040 M
•variação -x M +x M +x M
•equilibrio (0.020 - x) M x M (0.040 + x) M
Ka para NH4+ = 5.6 x 10-10
5.6 x 10-10 = { [H+][NH3] / [NH4+] } = { x(0.040) / (0.020) }
x << 0.020
•Resolvendo para x,
x = [H+] = 2.8 x 10-10 M, que é menor que 5% de 0.020.
pH = -log(2.8 x 10-10) = 9.55
Solução que não apresenta variação de pH quando é adicionado
uma pequena quantidade de ácido ou base.
Tampão contem espécies acida para neutralizar os ions OH- e
espécies básicas para neutralizar os ions H+. Deste modo estas
duas espécies devem ser capaz de coexistir na solução.
Tampões são formados por um par acido fraco e base conjugada,
com exemplo: HC2H3O2 e C2H3O2-.
HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)
Como preparar uma solução tampão?
•Adicionando base conjugada a um ácido fraco
•Adicionando acido forte a uma base fraca
•Adicionando uma base forte a um acido fraco
Solução Tampão
Ka = { [H+][X-] / [HX] }
Calcular o pH de uma solução tampão composta por uma solução de 0,12M
acido láctico (HC3H5O3 Ka=1.4x10-4) e 0,10M de lactato de sódio (NaC3H5O3) ?
Etapa 1: Identificar as substancias em solução:
HC3H5O3 , C3H5O3- , Na+ , H2O
Etapa 2: Determinar a equação de equilíbrio:
HC3H5O3 (aq) H+ (aq) + C3H5O3- (aq)
Etapa 3:
HC3H5O3 H+ C3H5O3-
Inicial 0.12 0 M 0.10 M
mudança - x + x + x
Equilibro ( 0.12 - x ) x ( 0.10 + x )
Adicionando base conjugada a um ácido fraco
Etapa 4: Ka = { [H+][C3H5O3
-] / [HC3H5O3] } = { (x)(0.10 + x) / (0.12 - x) } = 1.4 x 10-4
Ka x 1000 (=0,14) é maior que 0,10 e 0,12; deste modo a simplificação não é
possível. . 0 = x2 + 0.10014x - 1.68x10-5
x = [H+] = 1.7 x 10-4M or -0.10M
pH = - log[H+] = - log( 1.7 x 10-4 ) = 3.77
Determinar a quantidade de HCl que devera ser adicionada a
uma solução de 1.00 L de 0.10 M de NaC3H5O3 para preparar
uma solução tampão de pH = 3.77?
Etapa 1: Calcular a concentração de H+:
[H+] = 10-pH
[H+] = 10-3.77 = 1.7 x 10-4
Etapa 2: Determinar o equilíbrio para formação de uma solução tampão:
Deste modo, a solução devera conter o acido fraco HC3H5O3 e sua base
conjugada.
HC3H5O3 (aq) H+ (aq) + C3H5O3- (aq)
•Adicionando acido forte a uma base fraca
Etapa 3: Deste vez vamos chamar x a concentração inicial de H+. Como a concentração
de [H+] é pequena, podemos assumir que a concentração inicial de H+ é toda
consumida.
HC3H5O3 (aq) H+ (aq) + C3H5O3- (aq)
HC3H5O3 H+ C3H5O3-
Inicial 0 x 0.10
Variação + x - x - x
Equilíbrio x 1.7 x 10-4 ( 0.10 - x )
Etapa 4: Substituir o valor das concentrações:
Ka = 1.4 x 10-4 = { [H+][C3H5O3-] / [HC3H5O3] } = { (1.7 x 10-4)(0.10 - x) / x }
Etapa 5: determinar o valor de x:
1.4 x 10-4 = { (1.7 x 10-4)(0.10) - (1.7 x 10-4)x } / { x }
3.1 x 10-4 x = 1.7 x 10-5
x = 5.5 x 10-2M = [H+]
Etapa 6: Determinar a concentração de HCl:
5.5x10-2 M H+ x { 1 mol HCl / 1 mol H+ } x 1 L = 5.5x10-2 M HCl
Calcular a concentração de NaOH que devera ser adicionada a
1.00 L de ácido láctico, HC3H5O3 0.10 M , para preparar uma
solução tampão de pH=3.77 ? Etapa 1 : Calcular a concentração de OH- que dará o valor de
pH:
[H+] = 10-pH = 10-3.77 = 1.7 x 10-4 M
[OH-] = { KW / [H+] } = { 1.0 x 10-14 / 1.7 x 10-4 M } = 5.9 x 10-11 M Etapa 2 : Determinar a equação de equilíbrio para preparar uma
solução tampão. O acido fraco e sua base conjugada deverão
estar presente. Desta vez, teremos OH- na equação.
HC3H5O3 (aq) + OH- (aq) H2O (l) + C3H5O3- (aq)
Adicionando uma base forte a um acido fraco
Etapa 3:
Vamos chamar de x a concentrarão inicial OH-.
Assumimos que [OH-] é pequena:
HC3H5O3 (aq) + OH- (aq) H2O (l) + C3H5O3- (aq)
HC3H5O3 OH- C3H5O3-
inicio 0.10 x 0
variação - x - x + x
equilibrio ( 0.10 - x ) 5.9 x 10-11 x
Etapa 4: Substituir o valor das concentrações:
Desta vez o valor de K é {1 / Kb}.
Kb = {Kw / Ka} = (1.0 x 10-14) / (1.4 x 10-4) = 7.1 x 10-11
{1 / Kb} = 1 / 7.1 x 10-11 = 1.4 x 1010
1.4 x 1010 = { [C3H5O3-] / [HC3H5O3][OH-] } = { x / (0.10 - x)(5.9 x 10-11) }
Etapa 5: Determinar x: 1.4 x 1010 = { x / (5.9 x 10-11)(0.10) - (5.9 x 10-11)x }
(8.26 x 10-2) - (8.26 x 10-1)x = x
x = 4.5 x 10-2M = [OH-]
Etapa 6: Determinar NaOH:
4.5 x 10-2 M OH- x { 1 NaOH / 1 OH- } x 1 L = 4.5 x 10-2 mols NaOH
A capacidade de solução tampão e pH A capacidade de tampão é a quantidade de acido ou base que pode ser
adicionado sem mudança no pH . Quanto mais forte o par acido-base , mais
resistente a mudança de pH.
Se escrevemos a constante de equilíbrio e determinamos a [H+]:
[H+] = Ka { [HX] / [X-] },
-log [H+] = -log [Ka { [HX] / [X-] }] = -log Ka - log { [HX] / [X-] }
-log [H+] = pH e -log Ka = pKa.
pH = pKa - log { [HX] / [X-] } = pKa + log { [X-] / [HX] }
De modo geral temos:
pH = pKa + log { [base] / [acido] }
Adição de um ácido e base a solução Tampão
1 L da solução de 0.100 mols de HC2H3O2 e 0.100 mols de
C2H3O2- formarão uma solução tampão de pH = 4.74. Qual será o
pH da solução depois que adicionarmos 0.020 mols de NaOH ?
Etapa 1: O OH- vai reagir com o acido HC2H3O2:
HC2H3O2 (aq) + OH- (aq) H2O (l) + C2H3O2- (aq)
HC2H3O2 OH- C2H3O2-
Inicial 0.100 0.020 0.100
Variação -0.020 -0.020 +0.020
Final 0.080 0 0.120
Etapa 2: A solução contem o acido fraco e sua base conjugada:
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
HC2H3O2 H+ C2H3O2-
Inicial 0.080 0 0.120
Variação -x +x +x
Equilíbrio (0.080 - x) x (0.120 + x)
Ka = { [C2H3O2-][H+] / [HC2H3O2] } = { (0.120 + x)(x) / (0.080 - x) } =
1.8 x 10-5
1.8 x 10-5 = { (0.120) x / (0.080) }
x = [H+] = 1.2 x 10-5 M
pH = -log (1.2 x 10-5) = 4.92
Aplicação
Vários sistemas, como os sistemas biológicos, tem extrema
sensibilidade a mudança de pH . Para estudar estes sistemas, o
pH devera ser controlado por uma solução tampão . Como
podemos determinar qual é a concentração de tampão usar?
Qual será a concentração mínima de HC2H3O3 sendo 1L de solução tampão
de of HC2H3O3-C2H3O3- (pH = 4.74) se a mudança de pH é de 0.1 com a
adição de 0.050 mols de HCl?
Etapa 1: O HCl adicionado vai reagir com a a base C2H3O3-:
C2H3O3- + H+ HC2H3O3
O pH da solução tampão é 4.74. Este valor é igual ao valor de pKa do ácido
acético.
HC2H3O3 H+ C2H3O3-
Inicial x mol 0.050 x mol
Variação +0.050 -0.050 -0.050
Final (x+0.050) 0 mol (x-0.050)
Etapa 2: Calcular as concentrações para produzir o pH desejado :
Adicionando o ácido, o pH diminui. A diminuição será de 0.1,
pH=4.64. [H+] = 10-pH
[H+] = 10-4.64 = 2.29 x 10-5 M
Etapa 3: Calculo das concentrações
HC2H3O3 H+ + C2H3O3-
HC2H3O3 H+ C2H3O3-
Inicial (x+0.050) 0 (x-0.050)
Variação -2.29 x 10-5 +2.29 x 10-5 +2.29 x 10-5
Equilíbrio (x+0.050) 2.29 x 10-5 (x-0.050)
Ka = { [H+][C2H3O2-] } / [HC2H3O2] = { (2.29x10-5)(x-0.050) } /
(x+0.050) = 1.8x10-5
x = [HC2H3O2] = 0.417M
Deste modo as [HC2H3O2] e de [C2H3O2-] devera ser de 0.417M.
The end!