acidos-e-bases-2020

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Disciplina: Química Fisiológica 
Prof
a
. Luciana M. Saran 
Assunto: Equilíbrio Ácido-Base - Conceitos Fundamentais 
 
1. Conceito de Arrhenius 
 
1.1. Ácido: substância que em meio aquoso libera íons H
+
 (ou H3O
+
). Exemplos: HCl (ácido 
clorídrico); HBr (ácido bromídrico); HI (ácido iodídrico); HNO3 (ácido nítrico); H2SO4 
(ácido sulfúrico); HClO4 (ácido perclórico); H3PO4 (ácido fosfórico). 
 
 Ionização do HCl: um ácido monoprótico. 
 
HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
 
 Ionização do H2SO4: um ácido diprótico. 
 
Primeira Etapa: 
H2SO4(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + HSO4
-
(aq) 
 
Segunda Etapa: 
HSO4
-
(aq) + H2O(l) = H3O
+
(aq) + SO4
2-
(aq) 
 
 Ácidos Fortes: ionizam-se completamente. Os principais são: HCl, HBr, HI, H2SO4, HClO4 
e HNO3. 
 
 Ácidos Fracos: ionizam-se parcialmente. Os seguintes ácidos são exemplos de ácidos 
fracos: HNO2 (ácido nitroso), H3PO4(ácido fosfórico), HCN (ácido cianídrico) e H2CO3 
(ácido carbônico). 
 
 
1.2. Base: substância que em meio aquoso libera íons OH
-
 (hidróxido). 
 
 Bases Fortes Mais Comuns: NaOH, Ca(OH)2, KOH e Ba(OH)2. 
 
 Exemplos de Bases Fracas: NH3, C6H5NH2 (anilina), CH3NH2 (metilamina), HONH2 
(hidroxilamina). 
 
 Reação de Dissociação do NaOH: 
NaOH(aq)  Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 Reação de Dissociação do Ca(OH)2: 
Ca(OH)2(aq)  Ca
2+
(aq) + 2OH
-
(aq) 
 
 
2. Conceito de Bronsted-Lowry 
 
 Mais abrangente do que o de Arrhenius. 
 
 Ácido: espécie química capaz de doar íons H+. Exs.: HCl, NH4
+
, HS
-
. 
 
 2 
 Base: espécie química capaz de receber íons H+. Exemplos: NH3, CN
-
, S
2-
. 
NH4
+
(aq) + S
2-
(aq)  NH3(aq) + HS
-
(aq) 
 Ácido Base Base Ácido 
 conjugada conjugado 
 do NH4
+ 
do S
2- 
 
3. Conceito de Lewis 
 
 O modelo de Lewis baseia-se no compartilhamento de pares de elétrons, entre ácido e base. 
 
 Ácido de Lewis: substância capaz de aceitar um par de elétrons de outro átomo para formar 
uma nova ligação. 
 
 Base de Lewis: substância capaz de “doar” um par de elétrons a outro átomo para formar uma 
nova ligação. 
 
 Exemplos de reações ácido-base segundo o conceito de Lewis: 
 
 
 
 
 
 
 3 
 
 
4. Equilíbrio de Auto-Ionização da Água e Escala de pH 
 
 Água Pura: considerada, em geral, não condutora de eletricidade. Na realidade, já foi 
demonstrado por medidas precisas que a água apresenta uma condução pequena de 
eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é: 
 
H2O(l) + H2O(l) = H3O
+
(aq) + OH
-
(aq) 
ou 
H2O(l) = H
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
Kw = [H3O
+
].[OH
-
] 
 
 A água pura é neutra, pois apresenta concentrações iguais de H3O
+
 e OH
-
. 
 
 Condições para que uma solução seja considerada ácida, neutra ou alcalina (básica): 
- se [H3O
+
] = [OH
-
]  a solução é neutra; 
- se [H3O
+
] > [OH
-
]  a solução é ácida; 
- se H3O
+
] < [OH
-
]  a solução é alcalina ou básica. 
 
 Na água pura, a 25ºC, as concentrações de H3O
+
 e de OH
- 
correspondem a 1,0x10
-7
 mol/L. 
Assim: 
 
Kw = (1,0x10
-7
 mol/L)x(1,0x10
-7
 mol/L) = 1,00x10
-14
 mol
2
/L
2
 
 
E 
 
pH = - log [H3O
+
] = - log 1,0x10
-7
  pH = 7,00 
 
 Consequentemente: 
- Soluções neutras exibem pH = 7,00; 
- Soluções ácidas exibem pH < 7,00; 
- Soluções básicas ou alcalinas apresentam pH > 7,00. 
 
 
 
 4 
 Outras expressões importantes: 
[H3O
+
] = 10
-pH
 
pOH = - log [OH
-
] 
[OH
-
] = 10
-pOH
 
pH + pOH = 14 (a 25ºC) 
 
4. Reações Ácido-Base ou de Neutralização 
 
Representação Geral de uma Reação entre um Ácido e um Hidróxido Metálico (Base): 
 
Ácido + Base  Sal + Água 
Um sal é um composto iônico que contém cátion proveniente de uma base e ânion proveniente de 
um ácido. Exs.: NaCl e Na2SO4. 
 
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
 
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2H2O(l) 
 
 
Outros exemplos de reações ácido-base e respectivos equacionamentos: 
 
 
 
5. Sais 
 
 Conforme descrito no item 4, a reação entre um ácido e uma base produz um composto iônico 
denominado sal. Embora a reação entre um ácido e uma base seja denominada “reação de 
neutralização”, a solução do sal resultante não é necessariamente neutra. 
 
 5 
 A solução de um sal apresentará pH diferente de 7 se os íons presentes na sua composição 
sofrerem hidrólise, ou seja, reagirem com água produzindo H3O
+
 e/ou OH
-
. 
 
 Os sais que formam soluções ácidas têm um cátion capaz de reagir com a água aumentando a 
concentração de íons H3O
+
. Exemplos: NH4Cl e AlCl3, entre outros. A Tabela 1 apresenta o 
comportamento de alguns cátions em meio aquoso. 
 
Tabela 1. Caráter de cátions comuns em meio aquoso. 
 
CARÁTER EXEMPLOS 
 
ÁCIDO 
 Ácidos conjugados de bases fracas 
 
 
 
 Cátions de metais pequenos e com carga 
elevada 
 
 
Íon amônio, NH4
+
 
Íon metilamínio, CH3NH3
+
 
Íon anilínio, C6H5NH3
+
 
 
Fe
3+
 como Fe(H2O)6
3+
 
Cr
3+
 como Cr(H2O)6
3+
 
Al
3+
 como Al(H2O)6
3+
 
Fe
2+
 como Fe(H2O)6
2+
 
Cu
2+
 como Cu(H2O)6
2+
 
Ni
2+
 como Ni(H2O)6
2+
 
NEUTRO 
 Cátions dos Grupos 1 e 2 
 Cátions de metal com carga +1 
 
 
Li
+
, Na
+
, K
+
, Mg
2+
, Ca
2+
 
Ag
+
 
BÁSICO Nenhum 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 6 
 Os sais que formam soluções básicas têm um ânion capaz de reagir com a água aumentado a 
concentração de íons OH
-
. Exemplos: CH3COONa e KCN, entre outros. A Tabela 2 apresenta o 
comportamento de alguns ânions em meio aquoso. 
 
Tabela 2. Caráter de ânions comuns em meio aquoso. 
 
CARÁTER EXEMPLOS 
ÁCIDO 
 Comportamento raro 
 
HSO4
-
, H2PO4
-
 
NEUTRO 
 Bases conjugadas de ácidos fortes 
 
Cl
-
, Br
-
, I
-
, NO3
-
, ClO4
-
 
BÁSICO 
 Bases conjugadas de ácidos fracos 
 
F
-
, O
2-
, OH
-
, S
2-
, CN
-
, 
CO3
2-
, PO4
3-
, NO2
-
, CH3CO2
-
, 
outros carboxilatos 
 
 
 Em resumo, se o sal for formado por: 
 
a) cátion e ânion que não reagem com água, espera-se que a solução aquosa do sal exiba 
pH = 7; 
 
b) ânion que reage com água, produzindo OH- e cátion que não reage com água, a solução do 
sal apresentará pH > 7; 
 
c) cátion que reage com água, produzindo H3O
+
 e ânion que não reage com água, a solução do 
sal apresentará pH < 7; 
 
d) cátion e ânion que reagem com água, haverá produção de H3O
+
 e OH
-
, e neste caso, 
dependendo das quantidades relativas destas espécies, a solução do sal poderá ser ácida, 
básica ou neutra.