Equilíbrio Químico ácido base

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Cap 3: Cap 3: EquilEquilííbriobrio QuQuíímicomico
EquilEquilííbriobrio áácidocido--basebase
Profa Alessandra Smaniotto
QMC 5325 - Química Analítica
Curso de Graduação em Farmácia
Turmas 02102A e 02102B
• O íon hidrogênio (H+) é o íon mais importante nos 
sistemas biológicos;
• A [H+] nas células e líquidos biológicos influencia a 
velocidade das reações químicas, a forma e função das 
enzimas, assim como de outras proteínas celulares e a 
integridade das células;
• A [H+] nas células e líquidos biológicos deve estar em 
torno de 0,4x10-7mol L-1.
ÍÍonon hidrogêniohidrogênio
Conceito de Arrhenius
•Ácido é toda substância que em solução aquosa 
libera como cátion o íon hidrogênio (H+). 
Ex.: HCl + H2O ↔ H3O
+ + Cl-
• Base é toda substância que em solução aquosa se 
dissocia liberando ânion hidroxila (OH-). 
Ex.: NaOH + H2O ↔ Na
+ + OH-
ÁÁcidoscidos e basese bases
HCl(aq) + H2O(aq) H3O
+(aq) + Cl-(aq)
HCl em água= ácido forte (100% dissociado) 
NaOH(aq) + H2O(aq) Na
+(aq) + OH-(aq)
NaOH em água= base forte (100% dissociada) 
Clusters H5O2+
• Em água, H+(aq) forma clusters.
• O cluster mais simples H3O
+(aq). 
• Usa-se ou H+(aq) ou H3O
+(aq).
ÍÍonon HH++ emem ááguagua::
Clusters 
H9O4+
Definição:
Ácido é uma substância capaz de doar prótons
Base é um substância capaz de receber prótons
Em 1923, dois químicos, J. N. Brønsted da Dinamarca, e J. M. Lowry
da Inglaterra, propuseram independentemente uma teoria sobre o 
comportamento ácido-base que é particularmente útil na química 
analítica. 
Um aspecto importante do conceito de Brønsted-Lowry é a ideia 
de que quando a espécie ácido cede um próton, a espécie base é
formada, como mostrado pela reação:
Ácido ↔↔↔↔ base + próton
Um ácido que tenha doado um próton torna-se uma base conjugada 
capaz de aceitar um próton para regenerar o ácido original.
Similarmente, toda base produz um ácido como resultado 
de aceitar um próton, ou seja:
Base + próton ↔↔↔↔ ácido
Uma base que tenha recebido um próton torna-se um ácido 
conjugado capaz de doar um próton para regenerar o ácido 
original.
NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
Base1 Ácido2 Ácido1 Base2
H2O + HNO2 ⇆ H3O+ + NO2-
Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2
H+(aq) + :OH-(aq) H2O
áácido de Lewis: aceptor cido de Lewis: aceptor 
pares de elpares de eléétronstrons
base de Lewis: doador de base de Lewis: doador de 
pares de elpares de eléétronstrons
Conceito de Lewis 
•Ácidos e bases não precisam conter prótons;
•Ácidos são aceptores de pares de elétrons e bases são doadores.
áácido de Lewis: recebe cido de Lewis: recebe 
pares de elpares de eléétronstrons
base de Lewis: doa pares de base de Lewis: doa pares de 
eleléétronstrons
Fe3+(aq) + SCN-(aq) [FeSCN]2+(aq)
base de Lewisbase de Lewis áácido de Lewiscido de Lewis
H3N + BF3 H3N:BF3
ÁÁcido Basecido Base
LewisLewis
Produzem íons H3O+ (H+) 
= dissolvidos em H2O
Produzem íons OH-
= dissolvidos em H2O
Bronsted Bronsted --
LowryLowry
H+(aq) + :OH-(aq) H2O
Doa pares 
de elétrons
Aceita pares 
de elétrons
ArrheniusArrhenius
Aceita um próton 
[H+] =[H3O+] 
H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
a1a1
a2a2b2b2
b1b1
Doa próton [H+] 
=[H3O+] 
H2O nas definições de Arrhenius, Lewis e Bronsted-Lowry
• As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas e básicas 
são chamadas anfipróticas. 
• Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4
-, que se comporta 
como uma base na presença de um doador de próton como o 
H3O
+ e se comporta como um ácido na presença de um receptor 
de prótons como o OH-:
H2PO4
- + H3O
+ ⇆ H3PO4 + H2O
Base1 ácido2 Ácido1 base2
EspEspééciescies anfipranfipróóticasticas
H2PO4
- + OH- ⇆ HPO42- + H2O
Ácido1 base2 Base1 ácido2
• Os aminoácidos simples 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 como a 
glicina 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
Solventes anfipróticos
Comportam-se como ácidos na presença de 
solutos básicos e como bases diante de 
solutos ácidos.
NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
base1 ácido2 ácido1 base2
HNO2 + H2O ⇆ H3O+ + NO2-
ácido1 base2 ácido2 base1
Água é um solvente anfiprótico
Outros solventes anfipróticos:
Metanol, etanol, ácido acético anidro
NH3 + CH3OH ⇆ NH4+ + CH3O-
Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2
HNO2 + CH3OH ⇆⇆⇆⇆ CH3OH2+ + NO2-
Ácido 2 Base1 Ácido 1 Base 2
H2O + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + OH-
CH3OH + CH3OH ⇆⇆⇆⇆ CH3OH2+ + CH3O-
Autoprotólise da água é pequena à temperatura ambiente 
[H3O
+] = [OH-] = 10-7mol L-1
Base1 + Ácido 2 ⇆⇆⇆⇆ Ácido 1 + Base 2
• Os solventes anfipróticos sofrem autoprotólise;
• Envolve a reação espontânea de moléculas de uma 
substância para formar um par de íons:
AutoprotAutoprotóóliselise ouou autoauto--ionizaionizaççãoão
• Ácidos fortes reagem completamente com o 
solvente, não deixando moléculas do soluto não 
dissociadas; 
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ou seja, 
possuem alto grau de dissociação α→ 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.
ForForççaa de de áácidoscidos e basese bases
HClO4 + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + ClO4-
HCl + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + Cl-
H3PO4 + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + H2PO4 –
H3COOH + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + H3COO-
H2PO4
- + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + HPO4 =
NH4
+ + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + NH3
Ácido forte
Ácido fraco
Base fraca
Base forte
• A tendência de um solvente de aceitar ou doar prótons determina 
a força do soluto ácido ou básico dissolvido nele. Por exemplo, 
os ácidos perclórico e clorídrico são ácidos fortes em água;
• Se o ácido acético anidro, um receptor de prótons mais fraco, 
substituir a água como solvente , nenhum desses ácidos sofrerá
uma dissociação total;
• O ácido perclórico é, entretanto, consideravelmente mais forte 
que o ácido clorídrico nesse solvente, com sua dissociação sendo 
cerca de 5 mil vezes maior;
• Em um solvente diferenciador, vários ácidos se dissociam em 
níveis diferentes e têm forças diferentes;
• Em um solvente nivelador, vários ácidos dissociam-se 
completamente e exibem a mesma força.
SolventeSolvente niveladornivelador e e solventesolvente diferenciadordiferenciador
HCl e HClO4
Solvente
H2O CH3COOH (receptor e- mais 
fraco)
Ácido forte
(dissociação completa)
Solvente nivelador
Ácidos fracos
(dissociação parcial) 
HClO4>>>>HCl (5000x)
Solvente diferenciador
Vários ácidos dissociam-
se completamente e 
exibem a mesma força
Vários ácidos dissociam-se 
em níveis diferentes e têm 
forças diferentes
H2O + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + OH-
base1 ácido2 ácido1 base2
[ ]
3
2
2
H O OH
K
H O
+ −      
= 3wK H O OH
+ −   =    
Obs: em soluções diluídas, 
[H2O] é muito maior do 
que a concentração de 
espécies químicas em 
solução.
ProdutoProduto IônicoIônico da da ááguagua, K, KWW
Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon 
hidrônio, ou logaritmo da concentração de H3O+ tomado 
com o sinal negativo.
10 3 3log 1/[ ] log[ ]+ += ⇒ = −pH H O pH H O
• Usado porque a maioria das concentrações são menores que 1 mol L-1;
• 10-1 a 10-13mol L-1 (faixa comum em titulações)
Obs: pH + pOH = 14 a 
25°C
3wK H O OH
+ −   =    
3log log
log ( log[ ]) ( log[ ])
+ −
+ −
   − = −    
− = − + −
= +
w
w
w
K H O OH
K H OH
pK pH pOH
pHpH
Escala de pHEscala de pH
amônia
suco de limão
vinagre
vinho
tomate
café preto
leite
saliva
chuva
leite de magnésia
suco gástrico
bórax
água do mar
sangue, lágrimas
NaOH, 0,1mol/L
m
a
i
s
 
á
c
i
d
o
m
a
i
s
 
b
á
s
i
c
o
pH pH xx homeostasiahomeostasia
• Equilíbrio entre a entrada ou produção de íons 
hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo;
• O organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] 
e, consequentemente, o pH sanguíneo, dentro da 
normalidade, ou seja manter a homeostasia .
pH do Sangue Arterial
7,47,0 7,8
Faixa de sobrevida
Acidose Alcalose
pH normal
pH dos LpH dos Lííquidos quidos 
CorporaisCorporais
Concentração de H+ em mEq/l pH
Líquido Extracelular
Sangue arterial 4.0 x 10-5 7.40
Sangue venoso 4.5 x 10-5 7.35
Líquido Intersticial 4.5 x 10-5 7.35
Líquido Intracelular 1 x 10-3 a 4 x 10-5 6.0 a 7.4
Urina 3 x 10-2 a 1 x 10-5 4.5 a 8.0
HCl gástrico 160 0.80