CEDERJ Acidos e Bases

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Ácidos e bases
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M Ó D U LO 1 - AULA 5
Figura 5.1: Destruição de um monumento devido à chuva ácida.
Ácidos e bases
Objetivos
Definir os conceitos de ácido e base, entender o que ocorre quando estas
substâncias são dissolvidas em água e rever o conceito de constante de equilíbrio
de uma reação química.
Pré-requisitos
Para acompanhar bem esta aula, você vai precisar de alguns conteúdos explo-
rados durante o Ensino Médio, tais como equilíbrio químico e constante de dissociação.
Introdução
Você, provavelmente, já viu uma propaganda de shampoo ou sabonete na qual o
destaque para a qualidade do produto está no fato dele ser neutro. O que você acha que
significa um sabonete ser neutro? Por que, sendo neutro, ele é melhor para sua pele?
Agora vamos pensar em uma outra situação. Você já teve dor de estômago,
comumente chamada de azia, ou conhece alguém que já teve? Geralmente, o que é
aconselhado nessa situação?
Provavelmente, você já ouviu falar que a dor de estômago pode estar relacionada
à acidez, e que ela pode ser controlada quando se toma um antiácido. Esta informação
pode ser lida no verso das embalagens dos antiácidos.
Quando pensamos em questões relacionadas à ecologia e ao meio ambiente
também lembramos dos ácidos. Você já deve ter ouvido falar na chuva ácida, não?
A chuva ácida é causada pela emissão de gases contendo nitrogênio e enxofre na
atmosfera, em decorrência da queima de combustíveis fósseis, tais como o carvão e o
petróleo. Os ácidos, formados pela combinação de alguns destes gases com a
água, se misturam à chuva, que se torna uma chuva ácida, cuja precipitação
pode devastar florestas inteiras. Veja na Figura 5.1 os efeitos da chuva ácida
sobre um monumento.
Todos esses exemplos estão relacionados aos conceitos de ácido e
base. Mas afinal, o que caracteriza uma substância como ácida ou básica?
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BIOQUÍMICA IQUÍMICA I
1. As definições de ácido e base
Em 1887, Arrhenius, químico sueco considerado um dos fundadores da
físico-química, definiu os ácidos como aquelas substâncias capazes de doar prótons
(H+), e as bases como substâncias capazes de doar íons hidróxido (OH-). Esta defini-
ção logo se tornou limitada, pois observou-se que as moléculas que não possuem o
grupo OH, como por exemplo a amônia (NH
3
), exibiam propriedades típicas das bases.
Uma definição mais geral foi formulada em 1923, independentemente, por
Johannes Brønsted, na Dinamarca, e Thomas Lowry, na Inglaterra. Estes cientistas
definiram como ácidos as substâncias capazes de doar prótons, exatamente como
Arrhenius tinha proposto, mas consideraram bases todas as substâncias capazes de
receber prótons.
Conceitos de ácido e base, ainda mais gerais, foram propostos por Gilbert Lewis,
também em 1923, que definiu como compostos ácidos as substâncias capazes de
receber um par de elétrons, e como bases as substâncias capazes de doar um par de
elétrons. Esta definição, entretanto, é muito ampla, não sendo necessária à compre-
ensão dos fenômenos biológicos.
Agora ficou claro que um ácido é uma substância capaz de doar prótons.
Isso explica uma das propriedades mais conhecidas dos ácidos, o seu
gosto azedo. Nossas papilas gustativas possuem algumas células capazes
de detectar a presença de prótons através de receptores presentes na sua
superfície. A ligação dos prótons, nesses receptores, transmite um sinal
ao sistema nervoso gerando a sensação do gosto azedo, proporcional-
mente à quantidade de prótons na solução ingerida.
2. Os ácidos em solução
Tendo em mente a capacidade dos ácidos de doarem prótons, observe o que
acontece quando um ácido hipotético HA é adicionado em água:
HA ↔ H+ + A-
O próton se dissocia do ácido HA.
○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○
○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○
Svante Arrhenius
(1859-1927)
Além de desenvolver
sua teoria revolucionária
para a época a respeito
dos ácidos e bases, ele
aplicou os princípios
físico-químicos nos estu-
dos de Meteorologia,
Cosmologia e Bioquími-
ca. Ele previu o Efeito-
Estufa. Ganhou o Prê-
mio Nobel em 1903.
Vale a pena conferir
a biografia de
Brønsted, cheia de
belas fotos antigas,
no site:
www.geocities.com/
bioelectrochemistry/
bronsted.htm
!
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Na verdade, a equação acima é uma simplificação, pois os íons H+ nunca
são encontrados livres em solução. Eles rapidamente se associam a moléculas de
água, formando o íon hidrônio (H
3
O+). Logo, a equação para a reação de
dissociação do ácido é a descrita a seguir:
HA + H
2
O ↔ H
3
O+ + A–
Veja agora um exemplo no qual usaremos o ácido acético (o ácido presente
no vinagre que temos na nossa cozinha):
CH
3
COOH ↔ H+ + CH
3
COO–
Neste caso, o ácido acético (CH
3
COOH) perde um próton, gerando o íon acetato
(CH
3
COO–), que é chamado de base conjugada. Da mesma forma, como foi mostrado
no exemplo acima, todo ácido gera uma base conjugada quando o próton se dissocia.
3. Como quantificar se um ácido é forte ou fraco?
Para compreendermos a importância da dissociação dos prótons dos ácidos,
em diversos fenômenos biológicos, é necessário quantificarmos este processo. Para
isso, precisaremos relembrar alguns conceitos já estudados durante o Ensino Médio,
como veremos a seguir.
Todas as reações químicas reversíveis atingem o equilíbrio, no qual a proporção
entre as concentrações de reagentes e produtos é constante. O valor numérico desta
relação é característico para cada reação e pode ser definido como a constante de
equilíbrio da reação (K
eq
).
Veja o exemplo abaixo para uma reação hipotética:
 A + B ↔ C + D
K
eq
 =
Os colchetes indicam que se trata da concentração molar da substância.
A constante de equilíbrio é característica para cada reação química em uma
determinada temperatura. Ela define a composição da mistura de reagentes e produtos
no equilíbrio, independentemente de suas concentrações iniciais.
Cada reação apresenta
uma constante de
equilíbrio específica.
A base conjugada é
gerada quando o próton
de um ácido se dissocia.
[C] [D]
[A] [B]
Você aprendeu a
calcular a concen-
tração molar de
uma solução con-
tendo determinada
substância nas suas
aulas de Química
durante o Ensino
Médio. Caso tenha
dúvidas a esse res-
peito, consulte um
livro de Química.
!
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Quando calculamos a constante de equilíbrio de uma reação de dissociação
do próton de um determinado ácido, estamos de fato quantificando o quão forte
é o ácido em questão. Isto porque quanto mais o ácido se dissociar, liberando
mais prótons na solução, maior será a constante de equilíbrio desta reação.
Vamos voltar ao nosso exemplo hipotético:
HA + H
2
O ↔ H
3
O+ + A–
A constante de equilíbrio desta reação é definida como:
 K
eq
 =
Nesta equação, é possível substituir o termo [H
2
O] (concentração de água) por
seu valor numérico, já que esta concentração é essencialmente constante.
Então, vamos ao cálculo: em 1 litro de água, temos 1000 g de água; em 1 mol
de água, temos 18 g de água. Logo:
Assim, podemos definir a constante de equilíbrio da reação de dissociação de
um ácido em água, denominada K
a
, multiplicando-se a constante K
eq
 pela concentração
da água (55,5 M) que, por sua vez, é uma outra constante:
 K
a
 = Keq
 [H
2
O] =
Por essa equação, podemos concluir que quanto menor o valor de K
a
, menor a
proporção entre a forma dissociada e a forma não dissociada, ou seja, mais fraco é o
ácido. Já os ácidos fortes se dissociam quase que completamente quando adicionados
em água.
[H
3
O+] [A–]
[HA] [H
2
O]
[H+][A-]
[HA]
(1000g / l)
(18 g / mol)
= 55,5 moles/l ou 55,5 M.
Cálculo da
concentração
da água
Constante de
dissociação de
um ácido
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Resumo
Nesta aula, você aprendeu os conceitos de ácidos e bases e viu que essas
moléculas podem se ionizar, perdendo ou ganhando prótons quando
adicionadas em uma solução aquosa. Você aprendeu também como
calcular a constante de equilíbrio de uma reação química reversível, e
como isso pode ser utilizado para quantificar a força de um ácido.
Exercícios
1. Para cada par abaixo, circule a base conjugada.
 RCOOH RCOO–
 RNH
2
 RNH
3
 H
2
PO
4
– H
3
PO
4
 H
2
CO
3
HCO
3
–
2. Se a constante de equilíbrio de uma determinada reação é igual a 1, no equilíbrio:
 a) a concentração dos produtos é maior do que a concentração dos reagentes.
 b) a concentração dos produtos é igual à concentração dos reagentes.
 c) a concentração dos produtos é menor do que a concentração dos reagentes.
 d) nenhuma das respostas acima.
Auto-avaliação
As questões propostas nesta aula são bastante simples e visam apenas à fixação
do conceito de constante de equilíbrio e à compreensão do equilíbrio ácido-
base. Se você entendeu a aula, provavelmente não vai ter dificuldades em
resolvê-las. Entretanto, tenha em mente que a compreensão desta aula é
fundamental para prosseguirmos com sucesso.
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