Extensão das reações de ácido base (1)

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Extensão das reações de ácido – base
	A extensão destas reações é avaliada pelos valores das suas constantes de equilíbrio.
Para ácidos fortes, que possuem um grau de ionização muito elevado, uma vez que sofrem um processo de ionização muito extenso, pode-se considerar, completo ou quase completo, portanto, não faz sentido falar de constante de equilíbrio. Como exemplos de ácidos fortes temos os ácidos monopróticos HClO4, ácido perclórico, HClO3, ácido clórico, HCl, ácido clorídrico ou HNO3, ácido nítrico.
	Para ácidos fracos, como é o caso do ácido acético, a constante de equilíbrio da ionização do ácido, ou constante de acidez, é representada por Ka, é dada por:
CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)
 ácido base conjugada
	Como, geralmente, se trata de soluções diluídas, a concentração da água permanece constante no decorrer da reação e, como tal, não aparece na expressão de Ka, estando já a sua concentração incluída no valor da própria constante de acidez.
	O valor experimental de Ka, para o ácido acético, em 25C é 1,8x10-5. Este valor pequeno indica que só pequena parte das moléculas de CH3COOH doa prótons quando dissolvido em água.
	Para bases fracas, a constante de equilíbrio, constante de ionização da base ou constante de basicidade, é representada por Kb. Para o caso da ionização do amoníaco, temos:
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq)
	Para a amônia em água, em 25, o valor experimental é 1,8x10-5. Este valor pequeno indica que só uma pequena fração de moléculas NH3 está presente como NH4+.
As constantes de acidez e basicidade são comumente representadas na forma de seus logaritmos negativos:
pKa = -logKa pKb=-log de Kb
	Quanto maior for o valor de pKa, mais fraco é o ácido. E quanto maior for o valor de pKb, mais fraca é a base.
O pH, assim como a relação entre as concentrações de H3O+ e OH-, define o caráter ácido – base de uma solução aquosa.
[H3O+] = [OH-], a solução é neutra e o pH, a 25 ºC, é 7,0.
[H3O+] > [OH-], a solução é ácida e o pH, a 25 ºC, é inferior a 7,0.
[H3O+] < [OH-], a solução é básica e o pH, a 25 ºC, é superior a 7,0.
Observação:
	Para efetuar o cálculo do pH de uma solução é preciso conhecer a concentração de H3O+. Se a solução for a de um ácido monoprótico forte, a concentração de H3O+ na solução é aproximadamente igual à do ácido porque a reação de ionização é praticamente completa, e o grau de ionização aproximadamente igual a 1.
1) Exemplo: Determinação, a 25 ºC, do pH de uma solução aquosa de ácido nítrico, HNO3, 5,0 x 10-2 mol dm-3.
A reação de ionização é traduzida pela equação seguinte:
HNO3 (aq) + H2O (l) ↔H3O+ (aq) + NO3- (aq)
Como a ionização é completa, grau de ionização igual a 1, [H3O+]final = [HNO3]inicial, pelo que [H3O+]final = 5,0 x 10-2 mol dm-3, o que implica que pH = -log 5,0 x 10-2, isto é, pH = 1,3.
	Para soluções aquosas de bases fortes, como NaOH e KOH, hidróxido de sódio e hidróxido de potássio, respectivamente, a determinação da concentração de OH- é efetuada de um modo semelhante à determinação da concentração de H3O+ para ácidos fortes.
2) Determinação, a 25 ºC, do pH de uma solução aquosa de ácido acético, CH3COOH, 5,0 x 10-2 mol dm-3
A reação de ionização é traduzida pela equação seguinte:
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
Quando se atinge o equilíbrio, para o mesmo volume, os valores das concentrações das espécies químicas são:
[CH3COOH]equilíbrio = 5,0 x 10-2 – x ; [CH3COO-]equilíbrio = x ; [H3O+] = x
	Despreza-se a concentração de H3O+ proveniente da auto – ionização da água.
A partir do valor de Ka do ácido, à temperatura referida, pode determinar-se o valor de x e a partir deste o pH da solução.
Importante:
	O grau de ionização de ácidos e bases fracas aumenta com a diluição. Isto significa
	que quanto mais concentrada for a solução, mais o equilíbrio se desloca para a 	esquerda e, quanto mais diluído mais o equilíbrio se desloca para a direita.
	(“Lei da diluição de Ostwald”).