Universidade Federal de Juiz de Fora

Instituto de Ciências Exatas

Departamento de Química

Disciplina

Química das Soluções QUI084

I semestre 2017

AULA 01

Equilíbrio Ácido-base

Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos Downloads aulas: http://www.ufjf.br/nupis/disciplinas

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Bibliografia 1 – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay e Bruce E. Bursten, Química: A ciência central, 9a edição, Editora Pearson Prentice Hall, 2005.

2 – Arthur Israel Vogel, Química Analítica Qualitativa, Mestre Jou, 5a

edição, 1981.

3 – Daniel C. Harris, Análise Química Quantitativa, Editora LTC, 5a

edição, 2001.

4 - Skoog, D. A, West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. Fundamentos

de Química Analítica, Editora Thomson, tradução da 8ª edição, 2006.

Equilíbrio Ácido - Base

O comportamento dos ácidos e das bases é muito importante em todas as áreas da

Química e em outras áreas das ciências.

Processos industriais,

Laboratoriais,

Biológicos

Efeito do pH - O pH do meio é um parâmetro extremamente importante para muitas

reações em Química Analítica.

Conceitos,

Principais propriedades,

Força relativa de ácidos e bases,

Cálculo de pH em soluções

Revisão Ácido – Base

Relacionou o caráter ácido a presença do íon “H+”

Relacionou o caráter básico a presença do íon “OH-”

Conceito Limitado e restrito a soluções aquosas

S.ARRHENIUS (s.IX): Ácidos são substâncias que o produto de

dissociação em água incluem íons H+. Bases são substâncias que o

produto de dissociação em água incluem íons OH-.

Bronsted (Dinamarca) e Lowry (Inglaterra) propuseram de forma

independente uma teoria ácido-base mais ampla.

Transferência do íon “H+” entre duas Substâncias;

Conceito mais utilizado em Química Analítica.

J. N. BRONSTED (1923) e J.M. LOWRY (1923): Ácidos são

substâncias capazes de doar um próton em uma reação química. Bases

são substâncias capazes de receber um próton em uma reação

química.

1. O íon H+ em Água

O íon H+ é um próton sem elétrons.

Em água, o H+ (aq) forma aglomerados.

O íon H+ interage com os pares de elétrons não ligantes das moléculas da H2O

para formar os íons de hidrogênio hidratos: íon Hidrônio

2. Possíveis estruturas para o íon hidrônio

H3O+

O aglomerado mais simples é formado pela interação de um

próton com uma molécula de H2O.

Geralmente usamos H+ (aq) e H3O+(aq) de maneira intercambiável.

Hidrogênio tem: Um próton;

Um elétron;

Nenhum nêutron.

CONCEITO BRONSTED & LOWRY

H5O2+

H9O4+

(H2O)21H+

Possíveis estruturas para o

íon hidrônio:

(a) H9O4+

Observada em sólidos e pode ser

uma espécie importante em

soluções aquosas

(b) (H2O)21H+

3. REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTON

Conceito de transferência de prótons pode ser aplicado a outros meios outros,

outros solventes, inclusive aquoso.

Para uma molécula se comportar como ácido (doar H+) é necessário da

presença da molécula que atue como base (receptora H+)

ÁCIDO

Deve ter um átomo de H

Doa H+

BASE

Deve ter um par de elétrons não ligante

Recebe H+

Não precisa conter OH-

A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base.

As substâncias que

podem se comportar

tanto como ácidos

quanto como bases são

denominadas anfóteras

ou anfipróticas.

Ex1. HA (aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-

(aq)

(ácido) (base)

Ex2. B (aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-

(aq)

(base) (ácido)

4.PAR ÁCIDO E BASE CONJUGADO

Um ácido doa próton apenas na presença de um receptor de próton. Assim

como, uma base só recebe próton somente diante de um doador de próton.

O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é

chamado de sua base conjugada.

O que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é

chamado de um ácido conjugado.

Ácido hipotético representado por HA

HA (aq) + H2O (l) A - (aq) + H3O

+(aq)

Um par de substâncias que diferem apenas pela presença de um próton na

estrutura é chamado de par ácido-base conjugado

Exemplos????

HA (aq) + H2O (l) A-

(aq) + H3O+(aq)

Após a H2O (base) receber um próton, ela é

convertida em H3O+ (ácido)

“HÁ” e o “A-“

Par ácido-base

Conjugado.

H2O e o H3O+

Par ácido-base

Conjugado.

Forças relativas de alguns

pares ácido-base conjugados.

Após o HA (ácido) perder seu próton ele é

convertido em A-(base).

A extensão com que a reação ocorre depende das tendências relativas dos

dois ácidos de doar um próton ou das duas bases em receber o próton.

Substâncias que possuem ambas propriedades ácidas e básicas. Podem se

comportar como ácido ou com base dependendo do meio.

Ex.: H2PO4-, HCO3

-, H2O

Solventes anfipróticas: Solventes que dependendo do meio

apresentam comportamento ácido ou básico.

Solvente prótico: Solventes que apresentam H+ reativo

Todo solvente prótico sofre auto protólise.

Solvente aprótico: Solventes que não apresentam H+ reativo.

Auto protólise ou Auto ionização: Reação espontânea entre

moléculas de uma mesma substância para formar par de íons.

SUBSÂNCIAS ANFIPRÓTICAS

2

2

3

OH

OHOHK

EQ

OHOHOHK

EQ 3

2

2

OHOHKw

3

AUTO PROTÓLISE DA ÁGUA

A água é um eletrólito tipicamente fraco. Do ponto de vista da Teoria de

BRÖNSTED, pode sofrer reação de auto dissociação ou auto protonação,

representada por:

2 H2O (l) H3O+

(aq) + OH-(aq)

kw = 1,008 X 10-14 (25C)

kw 1,00 X 10-14 (25C)

Ácidos e Bases de Lewis

Ácido de Lewis

Receptor de par de elétrons

Base de Lewis

Doador de par de elétrons

Os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons.

Consequentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de

ácidos e bases.

Os ácidos de Lewis geralmente têm um octeto incompleto. Um

orbital vazio para o qual os pares de elétrons possam ser doados.

Ex. NH3 + H 2O NH4+ + OH -

Concentração de H3O+ & Escala de pH

Na maioria das soluções aquosas diluídas, a concentração da água é

grande ([H2O]) e a concentração do íon hidrônio ([H3O+]) é bem

pequena.

Na água pura a 25 C: [H3O+] = 1,00 10-7 mol/L

[OH-] = 1,00 10-7 mol/L

Na maioria das soluções os valores de [H3O+] e de [OH-] são muito

pequenos. Expressar estes valores em números decimais positivos, que

variam de 0 a 14, facilita a manipulação dos mesmos.

pH é o logaritmo negativo da concentração de [H3O+]

Concentração entre [ ] é expressa em “mol/L”

Kw = [H3O+] · [OH-] pKw = pH + pOH

14 = pH + pOH (25 C)

pH = - log [H3O+]

SÖRENSEN estabeleceu, em 1926,

a atual escala de pH, baseada no

valor da constante de dissociação

ou auto-protonação da água.

Escala de pH

Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00.

Em soluções ácidas, [H3O+] > 1,0 10-7 mol/L (pH < 7,00)

Em soluções básicas, [H3O+] < 1,0 10-7 mol/L (pH > 7,00)

Quanto maior o valor do pH, menor é o valor pOH e mais básica é a

solução ou mais básico será o meio.

Na prática os valores de pH situam-se na faixa de 0 a 14, porém não há

limites para valores teóricos. Ex: Qual o pH da solução [H3O+] = 10 mol/L?

Força dos ácidos e Bases

Tanto os ácidos quanto as bases são classificados em fortes e fracos

dependendo se eles se dissociam completamente ou parcialmente para

produzir H3O+ e OH- quando considerada a sua reação com o solvente.

Há um faixa continua de possibilidades para uma reação ser considerada

“parcial”. Não há uma distinção nítida, ou seja, um limite entre fraco e forte.

Algumas Substâncias reagem de forma tão completamente, que são facilmente

classificadas como ácidos ou bases fortes e por, convenção todos os outros

são considerados fracos.

ÁCIDOS FORTES

Ex. Considere a solução aquosa de HNO3: HNO3(aq) H+

(aq) + NO3-(aq)

Inicial 0,1 mol/L 0 0

Equilíbrio 0 0,1 mol/L 0,1 mol/L

A constante de equilíbrio para a reação é grande e praticamente não existe

HNO3 não dissociado em solução.

Concentração é a relação entre

quantidade do ácido e o volume da solução

A Força do ácido está relacionada a

capacidade de doar prótons

Ácidos Fortes: Encontram-se completamente dissociados em solução aquosa. Não

restam moléculas do ácido não dissociadas. O equilíbrio da reação está totalmente

deslocado no sentido dos produtos. Ex: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HClO3 e H2SO4.

BASES FORTES

Considere a solução aquosa de NaOH: NaOHaq) Na+

(aq) + OH-(aq)

Inicial 0,1 mol/L 0 0

Equilíbrio 0 0,1 mol/L 0,1 mol/L

A constante de equilíbrio para a reação é grande e praticamente não existe

NaOH não dissociado em solução.

Concentração é a relação entre

quantidade da base e o volume da solução

A Força da base está relacionada a

capacidade de receber prótons

Bases Fortes: Encontram-se completamente dissociadas em solução aquosa. Não restam

moléculas da base não dissociadas. O equilíbrio da reação está totalmente deslocado no

sentido dos produtos formando OH-.

As bases fortes mais comuns incluem hidróxidos de metais alcalinos, alcalinos terrosos e

amônio quaternário. Ex: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, R4NOH, etc.

HA

AOHK

a

3HA(aq) + H2O(l) H3O

+ (aq) + A-

(aq)

HA

AHK

a

HA(aq) H+

(aq) + A-(aq)

ÁCIDOS FRACOS

Considere a solução aquosa de um ácido fraco representado por HA:

Ou simplesmente,

A constante de equilíbrio, denominada Constante de dissociação do ácido e

representada por Ka, é pequena para a reação.

Exemplos de ácidos fracos?

Ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. Reagem com o solvente (H2O)

doando um próton. Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução em

quantidades significativas (par ácido e base conjugado). Consequentemente, os ácidos

fracos estão em equilíbrio.

B

OHBHK

b

B(aq) + H2O(l)

BH+ (aq) + OH-

(aq)

BASES FRACAS

Considere a solução aquosa de uma base fraca representada por B:

A constante de equilíbrio, denominada Constante de dissociação da base e

representada por Kb, é pequena para a reação.

Exemplos de bases fracas?

Bases Fracas são apenas parcialmente ionizadas em solução. Reagem com o solvente (H2O)

retirando um próton. Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes, com

quantidades significativas de ambos.

Relação entre Ka e Kb de ácidos e bases fracas

Para um par ácido e base conjugado: Kw = Ka Kb

Ex. Demostre que a relação Kw = Ka Kb é válida para um par ácido e base

conjugado em solução aquosa.

Tanto o ácido como a base do par ácido e base conjugado são fracos.

Quanto maior o Ka, menor será o Kb e a recíproca é verdadeira.

Tomando o negativo dos logaritmos ( “p = -log”): pKw = pKa + pKb

Exemplos?

pH = -log a H3O+ = -log [H3O

+]·

H3O+

pH = -log [H3O+]

Equilíbrio Ácidos e Bases Fortes

1. Cálculo pH em solução de ácido forte;

Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma

solução aquosa de HNO3 0,10 mol/L:

HNO3(aq) H+(aq) + NO3

-(aq)

Inicial 0,10 mol/L - -

Equilíbrio - 0,10 mol/L 0,10 mol/L

pH = -log a H3O+ = -log [H3O

+]· H3O+

Atividade e Coeficiente de Atividade

A atividade (a ) de um espécie está relacionada a sua concentração (mol/l) e por

parâmetro chamado coeficiente de atividade (): a x = [x ]· x

Coeficiente de atividade () representa

a medida da efetividade com que uma

espécie influência em um equilíbrio no

qual é participante.

Soluções diluídas a força iônica é mínima e o

coeficiente de atividade tende a 1 e a

Atividade é aproximadamente igual a

concentração mol/L.

= 1 a x = [x ]

Atividade (a ) é utilizada para contabilizar os efeitos de eletrólitos sobre os equilíbrios químicos.

A atividade ou concentração efetiva, de uma espécie X depende da força iônica do meio.

pH = -log a H3O+ = -log [H3O

+]

Equilíbrio solução aquosa:Ácidos e Bases Fortes

[ ], A concentração expressa entre colchetes representa a concentração (mol/L) no

equilíbrio da solução.

Ca é chamada de Concentração analítica, representa a quantidade real de uma

substância adicionada em um determinado solvente para formar uma solução de

concentração conhecida “Ca”.

1. Cálculo pH em solução de ácido forte; Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma solução aquosa de HNO3

0,10 mol/L:

HNO3(aq) H+(aq) + NO3

-(aq)

Inicial 0,10 mol/L - -

Equilíbrio - 0,10 mol/L 0,10 mol/L

pH = - log [H3O+]

[H3O+] = [NO3

-] = Ca HNO3

pH = -log Ca = -log 0,10

pH = 1,00

Ca HNO3 = 0,10 mol/L

(Quantidade total de HNO3 presente na solução)

Concentrações no equilíbrio (desprezando auto ionização da H2O):

[H3O+] [NO3

-] = 0,10 mol/L

Equilíbrio solução aquosa:Ácidos e Bases Fortes

[ ], A concentração expressa entre colchetes representa a concentração (mol/L) no

equilíbrio da solução.

Ca é chamada de Concentração analítica, representa a quantidade real de uma

substância adicionada em um determinado solvente para formar uma solução de

concentração conhecida “Ca”.

1. Cálculo pH em solução de base forte; Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma solução aquosa de NaOH

0,20 mol/L:

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-

(aq)

Inicial 0,20 mol/L - -

Equilíbrio - 0,20 mol/L 0,20 mol/L

pOH = - log [OH-]

[Na+] = [OH-] = Ca NaOH

pOH = -log Ca = -log 0,20

pOH = 0,698

Ca HNO3 = 0,20 mol/L

(Quantidade total de NaOH presente na solução)

Concentrações no equilíbrio (desprezando auto ionização da H2O):

[Na+] [OH-] = 0,20 mol/L

Se a concentração do ácido forte (Ca) ou da base forte (Ca) for:

1) Ca 10-6 mol/L - Cálculo simplificado:

pH = -log Ca ácido forte ou pOH = -log Ca Base forte

2) Ca 10-8 mol/L - Equilíbrio da auto ionização da água.

3) 10-6 mol/L Ca 10-8 mol/L – Efeito da auto-ionização do

solvente e do ácido ou da base são comparáveis – cálculo sistemático

Considerações sobre cálculo de pH em

soluções de ácidos e bases fortes:

AHA

A

BHB

BH

Ca

x

Grau de Dissociação

Grau de dissociação do ácido é a fração do ácido fraco (HA) que se encontra

forma dissociada (A-)

Grau de dissociação () da base é a fração da base fraca (B) que se encontra

forma dissociada (BH+)

Fração dissociada do ácido fraco ()

Fração dissociada da base fraca ()

Grau de Dissociação – Ácidos e bases fracas

O erro introduzido pela consideração de que [H3O+] Ca do ácido fraco (HA)

aumenta à medida que a concentração molar do ácido torna-se menor e sua constante

de dissociação se torna maior.

Concentração do eletrólito O grau de dissociação de um eletrólito fraco

aumenta com a diluição da solução.

Constante de Dissociação Quanto maior K, mais forte é o eletrólito, e

mais dissociado, em toadas as concentrações.

Grau de Dissociação

Skoog, D. A, West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica, Editora Thomson, tradução da 8ª edição, 2006

Erro Introduzido

pela aproximação

que considera que a

concentração de

H3O+ é pequena

quando comparada

com a concentração

do ácido fraco

([H3O+] Ca)

X = [H3O+]

XCa

XK

a

2

A previsão quanto a validade da simplificação pode ser realizada pelo

calculo da razão ente Ca e Ka do ácido fraco ou Ca e Kb da base fraca.

a

K

Ca

Exercícios

Ex1. Calcule o pH de uma solução 0,10 mol/L de CH3COOH. Dado Ka = 1,8 10-5.

Ex2. Qual o pH de uma solução 0,0010 mol/L de CH3COOH. Dado Ka = 1,8 10-5. Qual

a fração do ácido ionizado?

Ex3. Uma solução 0,10 mol/L de um ácido fraco mono pórtico apresenta pH = 2,38 a

25 C. Qual o valor da constante de dissociação (Ka) deste ácido?

Ex4. Calcular o pH de uma solução de NH3 0,0750 mol/L. Dado Ka NH4+ = 5,7 10-10.

Ex5. Calcular o pH de uma solução de NH3 0,0010 mol/L. Dado Ka NH4+ = 5,7 10-10.