Baixe o app para aproveitar ainda mais
Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original
* * * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Os químicos debateram os conceitos de acidez e basicidade por muitos anos antes que definições precisas aparecessem. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Definição de Lavoisier conhecimento sobre ácidos fortes restrito principalmente aos oxiácidos, os quais tendem a conter átomos centrais em altos estados de oxidação cercados por oxigênio, tal como o HNO3 e H2SO4 não dispunha da composição verdadeira dos ácidos HCl, HBr e HI definiu ácidos em termos de seus conteúdos de oxigênio, o qual de fato recebeu seu nome das palavras gregas significando "formador de ácido" (do grego οξυς (oxys) significando "ácido" ou "afiado" e γεινομαι (geinomai) ou "gerar/formar"). A definição de Lavoisier foi mantida como absoluta verdade por mais de 30 anos, até 1810, quando Sir Humphry Davy provou a ausência de oxigênio em H2S, H2Te, e nos ácidos hidrohalogênicos. No entanto, Davy falhou em desenvolver uma nova teoria, concluindo que "a acidez não depende de nenhuma substância elementar particular, mas de peculiar arranjo de várias substâncias. Uma notável modificação da teoria do oxigênio foi fornecido por Berzelius, que afirmou que os ácidos são os óxidos de não-metais, enquanto as bases são óxidos de metais. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Dentre as primeiras definições úteis estava a que foi proposta pelo químico sueco Svante August Arrhenius, por volta de 1884. Definição de Liebig (1838) baseado em seus extensos trabalhos sobre a composição química de ácidos orgânicos. Trocou a definição de Lavoisier, de ácidos baseados em oxigênio, a ácidos baseados em hidrogênio. De acordo com Liebig, um ácido é uma substância contendo hidrogênio na qual este pode ser substituído por um metal qualquer. A definição de Liebig, completamente empírica, permaneceu em uso por quase 50 anos até a adoção da definição de Arrhenius. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Teoria de Arrhenius – Ácido: substância que em solução aquosa sofre ionização, liberando como cátion somente H+ (próton): Ex: HCl (aq) H+ (aq) + Cl– (aq) – Base: substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando como único ânion os íons OH (hidroxila) Ex: NaOH (s) Na+ (aq) + OH– (aq) – Sal: toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando pelo menos um cátion diferente do H+ e pelo menos um ânion diferente do OH-: Ex: NaCl (s) Na+ (aq) + Cl– (aq) * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Inconvenientes 1) Teoria limitada, pois aplica-se apenas a soluções aquosas 2) Natureza do íon H+ (aq): clusters. O cluster mais simples é H3O+ (aq). Usa-se ou H+ (aq) ou H3O+ (aq). * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base 3) Determinados compostos neutralizam ácidos mas não parecem ser bases: NH3 (aq) + HCl (aq) NH4Cl (aq) Era preciso uma teoria mais ampla * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Definição de Brønsted-Lowry (1923) Ácido é uma espécie que cede prótons (H+) a uma base: * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Base é uma espécie que aceita prótons (H+) de um ácido: * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Consequência: não existe ácido sem base Pares ácido-base conjugados HCl/Cl- H3O+/H2O NH4+/NH3 H2O/OH- ácidos bases * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH- base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 H2O + HNO2 ⇆ H3O+ + NO2- base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 Espécies anfipróticas: podem reagir tanto como ácido quanto como base H2PO4- + H3O + ⇆ H3PO4 + H2O base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 H2PO4- + OH- ⇆ HPO42- + H2O ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Os aminoácidos são uma classe importante de compostos anfipróticos que contêm tanto grupos funcionais de um ácido fraco quanto de uma base fraca. Quando dissolvido em água, um aminoácido sofre uma reação interna do tipo ácido-base para produzir um zwitterion – uma espécie que possui tanto uma carga positiva quanto uma carga negativa: NH2CH2COOH ⇆ NH3+CH2COO- glicina zwitterion * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Definição de Lewis (1923) Ácido: qualquer substância, iônica ou molecular, que pode receber um par de elétrons na formação de uma ligação covalente coordenada (aceitador de pares de elétrons). Base: qualquer substância, iônica ou molecular, que pode doar um par de elétrons na formação de uma ligação covalente coordenada (doador de pares de elétrons). * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Ácido de Lewis: precisa ter orbital atômico vazio para receber os pares de elétrons (tem deficiência de elétrons). Base de Lewis: precisa ter pares de elétrons não compartilhado com outro elemento (pares isolados) ou carga negativa para poder ceder e formar a ligação covalente coordenada (tem excesso de elétrons). As bases de Lewis são também bases de Brønsted-Lowry, mas ácidos de Lewis não são necessariamente ácidos de Brønsted-Lowry, pois um ácido de Lewis não precisa ter um átomo de hidrogênio. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Outras definições de ácido/base Definição de Usanovich: um ácido é qualquer espécie química que aceita espécies negativas ou doa espécies positivas, e uma base o inverso. Definição de Lux-Flood (1939-1947), usada comumente em geoquímica e eletroquímica modernas de sais fundidos: um ácido é um receptor de íons óxido, e uma base é um doador de íons óxido. Definição de Pearson (1963), Teoria dos Ácidos e Bases Duros e Moles (HSAB), desenvolvida de forma quantitativa por Parr (1984): “duro” se aplica a espécies que são pequenas, têm altos estados de oxidação, e são pouco polarizadas.; “mole” se aplica a espécies que são grandes, têm estados de oxidação baixos, e são fortemente polarizadas. Ácidos e bases interatuam, e as interações mais estáveis são duro-duro e mole-mole. Esta teoria tem encontrado utilização na química orgânica e inorgânica. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Base Lewis Produz íons H3O+ (H+), dissolvido em H2O Produz íons OH-, dissolvido em H2O Brønsted- Lowry Doa par de elétrons Aceita par de elétrons Arrhenius Aceita próton a1 a2 b2 b1 Doa próton Ácido * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Forças relativas de pares ácido-base conjugados Ácidos Fortes (AF) reagem completamente com o solvente, não deixando moléculas do soluto não ionizadas. São eletrólitos fortes, ou seja, possuem alto grau de ionização ( = 1). A força do ácido é inversamente relacionada com a força da sua base conjugada: quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada. Os ácidos fortes em água são: HCl, HBr, HI, HNO3 , HClO4 , HClO3 e H2SO4 . * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Bases Fortes (BF) reagem completamente com o solvente, não deixando moléculas do soluto não ionizadas. São eletrólitos fortes, ou seja, possuem alto grau de ionização ( = 1). A força da base é inversamente relacionada com a força do seu ácido conjugado: quanto mais forte a base, mais fraco será seu o ácido conjugado. A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2). Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula: O2- (aq) + H2O (l) 2 OH- (aq) H- (aq) + H2O (l) H2 (g) + OH- (aq) N3- (aq) + 3 H2O (l) NH3 (aq) + 3 OH- (aq) * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Para se comparar diferentes ácidos: reagi-los com a mesma base (H2O) e comparar a extensão da reação. Essa extensão é dada por Ka. Para se comparar diferentes bases: reagi-las com o mesmo ácido (H2O) e comparar a extensão da reação. Essa extensão é dada por Kb. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Ácidos fortes versus ácidos fracos * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Ionização x concentração A percentagem de ionização de um ácido fraco aumenta com a diminuição da concentração da solução * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base A auto-ionização da água H2O (l) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + OH- (aq) Kc = [H3O+][OH-] = Kw Kw = 1,0 x 10-14, a 25o C * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Autoionização de outros solventes (autoprotólise) H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH- CH3OH + CH3OH ⇆ CH3OH2+ + CH3O- Base1 + Ácido 2 ⇆ Ácido 1 + Base 2 * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Relação Ka de um ácido x Kb da sua base conjugada A força do ácido é inversamente relacionada com a força da sua base conjugada: quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada. A força da base é inversamente relacionada com a força do seu ácido conjugado: quanto mais forte a base, mais fraco será seu o ácido conjugado. Ka(HCN) x Kb(CN-) = Kw Ka(ácido) x Kb(base conjugada) = Kw * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base O conceito de pH As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são frequentemente muito pequenas, trabalha-se com soluções diluídas. Exemplo: [H+] em uma solução saturada de CO2 = 1,2 x10-4 mol/L Definição: pH = - log[H+] Então, pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10-4) = 3,92 Na água neutra: [H3O+] = [OH-] [H3O+] x [OH-] = [H3O+]2 = 1,0 x 10-14 [H3O+] = 1,0 x 10-7 mol/L pH = - log(1,0 x 10-7) = 7 se a temperatura for 25o C Também posso definir pOH, pKa, pKw, etc * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Escala usual de pH 25º C pH + pOH = 14 Kw = [H3O+][OH-] -log([H3O+][OH-]) = -logKw (-log [H3O+]) + (-log[OH-]) = -logKw pH + pOH = pKw * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Cálculo do pH de soluções de AFs diluídos HCl 1,0x10-8 mol/L? pH = -log (1,0x10-8) pH = 8 ⇒ Solução alcalina (??) Rigorosamente temos: [H3O+]total = [H3O+]ácido + [H3O+]H2O e [OH-] = [H3O+]H2O = x Kw = [OH-]total[H3O+]total = 1,0.10-14 1,0.10-14 = [OH-]([H3O+]ácido + [H3O+]H2O) 1,0.10-14 = x([H3O+]ácido + x) 1,0.10-14 = x(1,0.10-8 + x) x2 + 1,0.10–8x – 1,0.10-14 = 0 x’ < 0, x’’ = 9,51.10-8 [H3O+] = 1,0.10-8 + 9,51.10-8 = 10,51.10-8 mol/L e pH = 6,98 * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Regra H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH- x + [AF] x e (x + [AF])x = Kw Tema: verificar a partir de que [AF] a contribuição da água passa a ser importante (pH com duas casas decimais) * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base HA + H2O ⇆ H3O+ + A- [HA] – [H3O+] [H3O+] = [H3O+], se desprezarmos a água ≅ [HA], se for af bem fraco Cálculo do pH de soluções de afs diluídos Para bf diluídas, desprezando a água: * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Cálculo do pH de soluções de afs diluídos HA + H2O ⇆ H3O+ + A- Se: Ka < 10-8 e Ka[HA] ≅ Kw (ou menor) Considerar a contribuição da água, daí Para bf diluída, considerando a contribuição da água, * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Ácidos Poliproticos Existem ácidos capazes de doar mais de um próton e bases capazes de receber mais de um próton. Estes compostos são denominados ácidos polipróticos e bases polipróticas. Exemplos: Ácidos polipróticos: H2SO4, H2CO3, H3PO4, Bases polipróticas: N2H4, H2NCH2CH2NH2, ânions como, CO32–, SO32–, PO43– * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Características A ionização (dos ácidos) e o recebimento de prótons (pelas bases) ocorre em etapas. Cada etapa é um equilibrio Cada um tem sua constante de equilibrio * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Ex.: H3PO4 Em todos os ácidos polipróticos as constantes de acidez decrescem significativamente, K1 >> K2 >> K3. Este fato se explica, pois é muito mais fácil para uma molécula neutra (ex.: H2A) perder um próton, do que para um ânion (ex.: HA-). A atração mais intensa exercida pelo núcleo na carga negativa restante inibe a segunda ionização. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Para se calcular o pH de uma solução de um ácido poliprótico, deve-se considerar a ionização sequencial. Normalmente a [H3O+] é quase exclusivamente originada da 1a ionização. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Alfa-valores Um ácido n-prótico admite n+1 α-valores H2X ⇆ H+ + HX- K1 HX- ⇆ H+ + X2- K2 Colocando H2X em água, vai haver uma distribuição em H2X, HX- e X2-. Essa distribuição vai depender do pH. em pH baixo predomina a espécie totalmente protonada, H2X em pH alto, predomina a espécie totalmente desprotonada, X2– em pH intermediário, predomina a espécie intermediária, HX– Isso vale também caso eu prepare uma solução aquosa de NaHX ou de Na2X. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base H2X ⇆ H+ + HX- K1 HX- ⇆ H+ + X2- K2 CT = [H2X] + [HX-] + [X2-] * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Demonstra-se que: * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Colocando num gráfico [H+] = K1 pH = pK1 [H+] = K2 pH = pK2 * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Mesmo um ácido monoprótico pode ter alfa-valores. Quantos? * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Tema: simular no Moodle as curvas de alfa-valores para diversos ácidos polipróticos * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Hidrólise O termo hidrólise salina (ou hidrólise) descreve a reação de um ânion ou cátion de um sal, ou de ambos, com a água. Esta reação pode afetar o pH da solução. NaCl (aq) Na+ (aq) + Cl- (aq) O íon Cl- provém de um ácido forte (HCl), que não tem afinidade com o íon H+, logo não reage com ele. Extensão da regra: o Na+ provém de uma BF e também não reage. Regra: se o ânion tem como origem um AF, ele não hidrolisa. A solução aquosa de cloreto de sódio é neutra. * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base CH3COONa(aq) CH3COO- (aq) + Na+ (aq) O íon acetato é a base conjugada de um ácido fraco, logo: CH3COO- (aq) + H2O (l) ⇆ CH3COOH (aq) + OH- (aq) Já o acetato de sódio... * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base O íon amônio é o ácido conjugado de uma base fraca, logo: E o cloreto de amônio... NH4Cl (aq) NH4+ (aq) + Cl- (aq) NH4+ (aq) + H2O (l) ⇆ NH3 (aq) + H3O+ (aq) * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base * * Propriedades ácido-base dos sais (resumo) PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base * * O pH de soluções de sais sódicos derivados de ácidos polipróticos O pH de uma solução salina depende da capacidade do cátion e do ânion do sal de reagir com a água. PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Considerar o ácido sulfuroso, H2SO3 Colocado em água, vai ocorrer basicamente a 1a ionização: H2SO3 (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + HSO3- (aq) K1 = 1,72x10-2 e o pH vai ser ácido Os sais sódicos derivados de ácidos polipróticos contém apenas o ânion que reage com a água, e que, portanto, afeta o pH da solução. * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Já se eu colocar o sal Na2SO3 em água,... Na2SO3 (s) 2 Na+ (aq) + SO32- (aq) e o íon SO32- vai hidrolisar SO32- (aq) + H2O (l) ⇆ HSO3- (aq) + OH- (aq) Kb = Kw/K2 = 1x10-14/6,43x10-8 = 1,56x10-7 e o pH vai ser básico * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Mas e se for o sal intermediário... Ele é anfiprótico e as duas reações (ionização e hidrólise) ocorrem simultaneamente: NaHSO3 (s) Na+ (aq) + HSO3- (aq) HSO3- (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + SO32- (aq) K2 = 6,43x10-8 HSO3- (aq) + H2O (l) ⇆ H2SO3 (aq) + OH- (aq) Kb = Kw/K1 = 10-14/1,72x10-2 = 5,81x10-13 Já sei que o pH será ácido * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Deduz-se * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base E se for um ácido triprótico? H3A: só ionização, K1, meio ácido Na3A: só hidrólise, Kb = Kw/K3, meio básico * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Se o sal for NaH2A NaH2A (s) Na+ (aq) + H2A- (aq) H2A- (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + HA- (aq) K2 H2A- (aq) + H2O (l) ⇆ H3A (aq) + OH- (aq) Kb = Kw/K1 É o mesmo caso de antes!! Usar: * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Mas e se o sal for Na2HA Na2HA (s) 2 Na+ (aq) + HA2- (aq) HA2- (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + A3- (aq) K3 HA2- (aq) + H2O (l) ⇆ H2A- (aq) + OH- (aq) Kb = Kw/K2 O que antes era K2 virou K3, o que era K1 virou K2!! Usar: * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Regra: ânion constante de ionização do ânion constante de ionização anterior constante de ionização anterior constante de ionização do ânion ânion NaHA, NaH2A Na2HA * * Solução Tampão Definição: é uma solução que sofre apenas pequenas variações de pH quando a ela são adicionadas pequenas quantidades de ácidos fortes ou bases fortes. PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Preparação: a partir de quantidades aproximadamente iguais de um par ácido/base conjugado. O tampão é um caso especial do efeito do íon comum CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Solução de ácido acético Ka = 1,75x10-5 * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Adicionando-se H+: vai protonar o pouco CH3COO- presente, o restante vai ficar livre Adicionando-se OH-: vai reagir com H3O+, o CH3COOH presente em excesso vai repor parcialmente, o OH- adicionado não vai ficar livre Mas a definição de um tampão é “uma solução que sofre apenas pequenas variações de pH quando a ela são adicionadas pequenas quantidades de ácidos fortes ou bases fortes.” * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base CH3COONa(aq) CH3COO- (aq) + Na+ (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l) ⇆ CH3COOH (aq) + OH- (aq) Solução de acetato de sódio componente majoritário muito pouco 10-pOH Adicionando-se OH-: vai desprotonar o pouco CH3COOH presente, o restante vai ficar livre Adicionando-se H+: vai reagir com o OH-, o CH3COO- presente em excesso vai repor parcialmente, o H+ adicionado não vai ficar livre Mas a definição de um tampão é “uma solução que sofre apenas pequenas variações de pH quando a ela são adicionadas pequenas quantidades de ácidos fortes ou bases fortes.” Kb = Kw/Ka = 5,71x10-10 * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base CH3COOH (aq) ⇆ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Mas eu posso colocar o ácido e o sal na mesma solução. O equilíbrio é: Mas o ácido: E o sal: CH3COOH (aq) ⇆ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l) ⇆ CH3COOH (aq) + OH- (aq) majoritários Posso dizer que: a) o sal inibe a ionização do ácido b) o ácido inibe a hidrólise do sal Então, [ácido] = [ácido]o; [sal] = [sal]o * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Formação do tampão in situ: * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base CH3COOH (aq) ⇆ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Tratamento quantitativo Aplicando -log ou equação de Henderson-Hasselback para tampões ácidos * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base O mesmo resultado pode ser obtido se utilizarmos a reação de hidrólise CH3COO- (aq) + H2O (l) ⇆ CH3COOH (aq) + OH- (aq) * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Para bases o princípio é o mesmo NH3 (aq) + H2O (l) ⇆ NH4+ (aq) + OH- (aq) equação de Henderson-Hasselback para tampões básicos Cuidar: Kw varia com T * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Esquema de funcionamento do tampão HF (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + F- (aq) * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Esquema de resolução de problemas HX (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + X- (aq) * * Escolha de um tampão A capacidade de um tampão é determinada por sua concentração e pH. Um tampão mais concentrado pode reagir com mais ácido ou base adicionados do que um menos concentrado. Uma solução tampão é mais efetiva na faixa de: pH = pKa ± 1 ou pH = 14 – pKb ± 1. PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base * A partir de um ácido poliprótico genérico H2A e seus sais NaHA e Na2A, é possível preparar 2 sistemas tampão: PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Tampões de Ácidos Polipróticos H2A (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + HA- (aq) K1 (considerar somente a 1ª ionização) 1º tampão: Constituído pelo ácido fraco H2A e pelo sal NaHA, cujo ânion HA– é a base conjugada, de acordo com o equilíbrio da 1ª ionização. Então o pH da solução é calculado tal como no caso de uma solução tampão simples: * 2º tampão: PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base HA- (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + A2- (aq) K2 (considerar somente a 2ª ionização) O pH é então calculado, mais uma vez, como no caso de uma solução tampão simples: Constituído do ânion HA– (proveniente do sal NaHA) e de sua base conjugada A2– (proveniente do sal Na2A), de acordo com a 2ª ionização do H2A: * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base * O equilibrio dos indicadores pode ser representado por: PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Indicadores Muitas substâncias orgânicas, naturais ou sintéticas, têm cores que mudam em função do pH do meio. Esta é uma propriedade útil em química. Esse tipo de substância é chamado indicador, por sua capacidade de indicar a mudança do pH do meio. Aplicação: ao se realizar uma titulação ácido/base, é preciso adicionar um indicador antes de iniciá-la. HIn (aq) ⇆ H+ (aq) + In- (aq) As formas HIn e In– têm cores diferentes. A mudança de cor acontece por que o próton muda a estrutura da molécula HIn e faz com que a absorção de luz seja diferente na forma HIn e na forma In–. * Se [HIn] = [In-], pH = pKIn PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base O olho humano deve detectar a mudança de cor quando se está em uma faixa de pH = pKIn±1. A partir desta faixa, chamada de zona de transição, é que o indicador deve ser escolhido, segundo a tabela abaixo. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Titulação ácido forte - base forte * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Titulação ácido fraco - base forte Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH > 7, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que origina íons OH–. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base Titulação base fraca - ácido forte Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7, devido à hidrólise do cátion resultante ser ácida. * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base * * PAGQuímica – Equilíbrio Ácido-Base
Compartilhar