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Ácido / Base A Escala de pH A Escala de pH Não podemos provar todas as substâncias que conhecemos! Como poderemos então classificar as substâncias em ácidos ou bases? A Escala de pH Para diferenciar todas as soluções existentes os Químicos criaram uma escala: 1 2 3 640 5 7 8 9 10 11 1312 14 A Escala de pH Zona Ácida Zona Básica pH Neutro A Escala de pH O pH das soluções vulgares varia entre 0 e 14 A escala de pH encontra-se definida para a temperatura de 25 ºC Assim, as soluções classificam-se: Soluções ácidas – pH < 7 Soluções neutras – pH = 7 Soluções básicas – pH > 7 Conceitos de ácidos e bases Arrhenius: ácidos: liberam apenas H+ (H3O +) como cátion; bases (ÁLCALIS): liberam apenas OH- como ânion; ácido + base sal + água problema: definição limitada exclusivamente às soluções aquosas. Imagem: Autor Desconhecido/ Disponibilizada por Nils Simon/ United States Public Domain Brønsted-Lowry: ácidos: doadores de H+; bases: recebedores H+ (não precisam ter OH-); Substâncias Anfóteras: podem ter comportamento ácido ou básico, dependendo da situação. Pares conjugados (ácido-base): HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O + (aq) + A-(aq) ácido + base ⇄ ácido + base Imagens da esquerda para a direita: (A) Peter Elfelt/ United States Public Domain. (B) Autor desconhecido/ disponibilizado por Materialscientist/ United States Public Domain Lewis: ácidos: receptores de par de elétrons; bases: doadores de par de elétrons; ácido + base sal + água obs.: ácidos e bases de Lewis não precisam conter prótons (definição mais geral que as de Arrhenius e Brønsted- Lowry). Equilíbrio iônico da água um caso muito particular de equilíbrio químico é o equilíbrio iônico da água; a água sofre autoionização, mas, como é um eletrólito muito fraco, estabelece o equilíbrio abaixo: 2 H2O(ℓ) ⇄ H3O + (aq) + OH - (aq) ou simplesmente: H2O(ℓ) ⇄ H + (aq) + OH - (aq) H20 (l) H+ (aq) OH- (aq) A constante de equilíbrio é expressa da seguinte forma: Kw = [H +].[OH-] Em que: Kw: produto iônico da água (a letra w vem de water, água em inglês); [H+], [OH-]: concentrações molares dos íons envolvidos. Como qualquer constante de equilíbrio, seu valor varia apenas com a temperatura. Equilíbrio iônico da água: C)25º (a 101,0]][OHO[HK ]][OHO[HO][HK O][H ]][OHO[H K 14- 3w 3 2 2eq 2 2 3 eq Equilíbrio iônico da água: Produto iônico da água A 25°C, em água pura, temos: [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L Assim sendo: Kw = [H +].[OH-] = 10-14 )()(3)(2)(2 aqaqll OHOHOHOH Produto iônico da água Tipos de soluções (a 25°C) a) Água pura (solução neutra): [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L b) Solução ácida: [H+] > 10-7 mol/L [OH-] < 10-7 mol/L c) Solução básica (alcalina): [H+] < 10-7 mol/L [OH-] > 10-7 mol/L Im a g e n s d a e s q u e rd a p a ra a d ir e it a : (A ) M a n o jk iy a n / C re a ti v e C o m m o n s A tt ri b u ti o n -S h a re A li k e 3 .0 U n p o rt e d . (B ) S c o tt B a u e r/ P u b li c D o m a in Escala de pH Sabemos que, em água pura, estabelece-se o equilíbrio abaixo: H2O(ℓ) + H2O(ℓ) ⇄ H3O + (aq) + OH - (aq) Na maioria das soluções aquosas, temos: 0 < [H+] < 1 mol/L A escala de pH foi definida de modo a expressar essas concentrações: pH = -log[H3O +]= -log[H+] pOH = -log[OH-] Água neutra (25°C) pH = pOH = 7,0 Sol. ácidas, [H+] > 1,0 x 10-7 pH < 7,0 Sol. básicas, [H+] < 1,0 x 10-7 pH > 7,0 Escala de pH Em água (a 25°C), temos: pH + pOH = 14 Alguns valores comuns de pH Substância pH Ácido de bateria <1.0 Suco gástrico 2.0 Suco de limão 2.4 Cola (refrigerante) 2.5 Vinagre 2.9 Suco de laranja ou maçã 3.5 Cerveja 4.5 Café 5.0 Chá 5.5 Chuva ácida <5.6 Saliva de pacientes com cancro 4.5-5.7 Leite 6.5 Água pura 7.0 Saliva humana 6.5-7.4 Sangue 7.34-7.45 Água do mar 8.0 Sabonete de mão 9.0-10.0 Amônia caseira 11.5 Cloro 12.5 Hidróxido de Sódio caseiro 13.5 Como medir o pH de soluções aquosas? O método mais preciso (exato) é usar um medidor de pH (potenciômetro ou pHmetro); Entretanto, para processos em que não seja adequado usar o medidor de pH (uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) ou por simplicidade, são usados frequentemente alguns corantes que mudam de cor em diferentes faixas de pH (indicadores), que são menos precisos (menos exatos) que os medidores de pH. Imagens da esquerda para a direita: (A) Matylda Sęk/ GNU Free Documentation License. (B) Bordercolliez/ Creative Commons CC0 1.0 Universal Public Domain Dedication Ácidos fortes os ácidos fortes mais comuns são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4; os ácidos fortes sofrem ionização em solução aquosa: HNO3(aq) +H2O(ℓ) H3O + (aq) + NO3 - (aq) HNO3(aq) H + (aq) + NO3 - (aq) em solução, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Obs.: se a concentração do ácido for menor que 10-6 mol/L, a autoionização da água precisa ser considerada); assim, o pH da solução é dado pela concentração (em mol/L) inicial do ácido. [HNO3]= [H +] = 10-5mol/L pH=5,0 Bases fortes a maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes: NaOH, KOH e Ca(OH)2; as bases fortes sofrem dissociação em solução aquosa; o pOH (e, consequentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração (molaridade) inicial da base; (Obs.: Cuidado com a estequiometria) para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel; as bases não precisam conter necessariamente OH-: 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) Ácidos fracos os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução; quanto maior Ka (constante de acidez) mais forte será o ácido, ou seja, mais íons estarão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não ionizadas; para encontrar a molaridade do H3O + (aq) numa solução de ácido fraco, devemos levar em conta o equilíbrio: HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O + (aq) + A - (aq) (M-x) x x resolvendo em x essa equação quadrática em que conhecemos M e Ka (tabelados), é possível determinar o valor de [H3O +] = x e, portanto, o pH da solução do ácido fraco. x-M x [HA] ]][A[H [HA] ]][AO[H K 2 3 a Imagem: Scott Bauer, USDA/ Public Domain Cálculo do pH para ácidos fracos A partir de Ka: o pH fornece a concentração no equilíbrio de H+; sabendo Ka, podemos calcular [H+] e, consequentemente, o pH. Sigamos os seguintes passos: escreva a equação química balanceada, mostrando claramente o equilíbrio; escreva a expressão de equilíbrio e encontre o valor para Ka; anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para TUDO (exceto para a água pura). Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é “x”; Substitua, na expressão da constante de equilíbrio, e resolva. Lembre-se de converter “x” em pH, se necessário. x-M x [HA] ]][A[H [HA] ]][AO[H K 2 3 a Cálculo do pH para ácidos fracos A partir de (grau de ionização): relaciona [H+]eqcom [HA]0; quanto maior , mais forte será o ácido; para um ácido fraco diminui à medida que a molaridade da solução aumenta; para o ácido acético, por exemplo, o grau de ionização é bem menor que para uma solução de HCl. Bases fracas as bases fracas removem prótons das substâncias, existindo um equilíbrio entre a base e os íons resultantes: NH3(aq) +H2O(ℓ)⇄NH4 + (aq) +OH - (aq) a constante de dissociação da base, Kb, é definida como: ][NH ]][OH[NH K 3 4 b Propriedades das soluções salinas quase todos os sais são eletrólitos fortes. Assim sendo, esses sais existem inteiramente como íons em solução; as propriedades ácido-base dos sais são uma consequência da reação de seus íons em solução; Propriedades das soluções salinas a reação na qual os íons reagem com água, produzindo H+ ou OH-, é chamada hidrólise: ânions de ácidos fracos sofrem hidrólise alcalina; A– + H2O HA + OH – cátions de bases fracas sofrem hidrólise ácida; B+ + H2O BOH + H + ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes são neutros (não sofrem hidrólise). Solução-tampão a maioria das soluções aquosas se torna rapidamente mais ácida (ou alcalina) pela adição de ácido (ou base); uma solução-tampão usa o princípio da hidrólise para tentar manter o pH invariável quando a ela são adicionados íons H+ ou OH-. Essa propriedade é de grande importância biológica. Ex.: HCO3 -/H2CO3 e HPO4 2-/H2PO4 3- controlam o pH no sangue. Solução-tampão cada solução-tampão atua em um pH diferente; para calcularmos esse valor de pH, a concentração do ânion do sal ou a concentração do ácido usamos a equação de Henderson-Hasselbach: [ácido] sal] do [ânion logpKapH ou sal] do [ânion [ácido] loglogK]log[H a Indicadores de pH A primeira teoria sobre indicadores de pH foi elaborada por Wilhelm Ostwald (em 1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. W. Ostwald é considerado o pai da físico-química. Recebeu o Nobel de Química de 1909 por seu trabalho sobre catálise. Ele também desenvolveu um processo de fabricação de ácido nítrico por oxidação do amoníaco: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O 2 NO + O2 → 2 NO2 3 NO2 + H2O → 2 HNO3(aq) + NO Imagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado pelo usuário Stefi/ United States Public Domain Indicadores de pH Para Ostwald, em sua “teoria iônica dos indicadores”, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não dissociadas difere da cor dos respectivos íons; São substâncias químicas que fornecem indicação visual dependendo da acidez (pH) do meio; São usados atualmente tanto em solução aquosa quanto em outras apresentações (papel indicador, por exemplo). Indicador Intervalo de Viragem em unidades de pH Mudança de cor de ácido para base Alaranjado de metila 3,1 a 4,6 Vermelho para amarelo alaranjado Verde de bromocresol 3,8 a 5,4 Amarelo para azul Vermelho de metila 4,2 a 6,3 Vermelho para amarelo Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 Amarelo para azul Vermelho de fenol 6,6 a 8,6 Amarelo para vermelho Fenolftaleína 8,0 a 9,8 Incolor para vermelho Timilftaleína 9,8 a 10,6 Incolor para azul Como os indicadores mudam de cor? Os indicadores de pH são, portanto, bases ou ácidos orgânicos fracos que possuem formas com cores diferentes dependendo do pH do meio; A coloração se dá graças a um rearranjo molecular causado pela variação do pH do meio, o que proporciona o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos (responsáveis pela cor). HO OH C O O C -O C O OH O O Br O SO³ Br OH SO³ Br O Br fenolftaleína Forma ácida incolor Forma alcalina Vermelho - violácea H+ OH-
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