AULA-5_Ácido-Base

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ÁCIDOS E BASES 
 
Priscila TAMIASSO-MARTINHON Página 1 
 
1. DEFINIÇÃO DE ÁCIDO E BASE 
 
Sabemos que segundo Arrhenius, uma neutralização ácido-base é uma reação 
na qual um ácido e uma base se combinam para produzir seu respectivo sal e 
água. Além disso, já estamos familiarizados com sua definição de ácidos e 
bases, na qual ácidos são substâncias que em meio aquoso produzem 
 
e bases são substâncias que em meio aquoso produzem 
 . 
 
Sim, mas como classificar ácidos e bases em reações que não envolvem 
 , 
 ou ? Bronsted e Lowry vão nos ajudar na elucidação dessa questão. 
 
 
1.1 – DEFINIÇÃO DE ÁCIDO E BASE SEGUNDO BRONSTED-LOWRY: 
 
Bronsted e Lowry identificaram a ocorrência da transferência de um próton, de 
uma espécie para a outra, na maioria das reações ácido-base. Assim, 
redefiniram ácidos como substâncias capazes de doar prótons e bases 
capazes de recebê-los. 
 
 
 
 
 
ÁCIDO FORTE 
No caso de um ácido forte, por exemplo, o ácido clorídrico ( ), teremos a 
dissociação representada pela equação abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Onde o íon cloreto, , devido a capacidade de aceitar o próton oriundo do 
 , é sua base conjugada. Um ácido forte, predominantemente ou totalmente 
dissociado, possui uma base conjugada associada a ele fraca. 
DEFINIÇÃO DE BRONSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES: 
 Um ácido é um doador de prótons; 
 Uma base é um receptor de prótons. 
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À frente iremos usar argumentos matemáticos para a afirmação acima. Por 
hora basta utilizarmos essa informação. 
 
 
ÁCIDO FRACO 
No caso de um ácido fraco, por exemplo, o ácido acético ( ), teremos 
a dissociação representada pela equação abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Onde o íon acetato, 
 , devido sua capacidade de aceitar o próton 
oriundo do é sua base conjugada. Um ácido fraco, parcialmente 
dissociado, possui uma base conjugada forte associada a ele. 
 
 
 
Observe que tanto o par ácido/ base conjugada, quanto base/ acido conjugado, 
diferem por um único próton. O que pontua a utilidade em se considerar uma 
reação ácido-base de Bronsted como um equilíbrio químico que apresenta 
tanto uma reação direta como uma reação inversa. 
 
Isto é: duas substâncias que são diferentes por apenas um próton são 
conhecidas como um par conjugado ácido-base. 
 
 
AGORA É A HORA DE VOCÊ TENTAR: 
Na reação: 
 
 
 
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A amônia é um ácido ou uma base Bronsted? Qual é seu par conjugado?1 
 
ATENÇÃO! 
Hidróxidos metálicos, como por exemplo, ou , não são bases 
segundo Bronsted, pois não podem receber um próton. Contudo esses 
compostos se dissociam completamente em água nos íons , e . 
Observe que o hidróxido é naturalmente uma base de Bronsted, já que pode 
aceitar um próton. 
 
 
1.2 – DEFINIÇÃO DE ÁCIDO E BASE SEGUNDO LEWIS: 
 
Em 1923, uma definição mais abrangente de ácidos e bases foi formulada por 
Lewis. De acordo com Lewis, ácido é qualquer substância que pode aceitar um 
par de elétrons e base àquela que pode doá-los. Essa definição além de 
abranger os exemplos anteriores, também englobam reações que não 
envolvem prótons. 
 
 
AGORA É A HORA DE VOCÊ TENTAR: 
Para as reações abaixo, especifique quais são os ácidos e as bases de Lewis2: 
a) 
 
 
b) 
c) 
 
 
1 A primeira coisa a fazer é lembrar a definição de ácidos e bases de Bronsted: 
 ácidos são substâncias capazes de doar prótons 
 bases são substâncias capazes de receber prótons. 
Logo a amônia, , é uma base de Bronsted, uma vez que ela pode aceitar um próton, e o 
íon amônio, 
 é seu ácido conjugado. 
 
2 Resposta: 
 
 
 
 
 
 ; 
 
 
 
 ; 
 
 
 
 
 
 
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2. DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES: 
 
A dissociação de um ácido fraco, , em solução aquosa pode ser 
representada por: 
 
 
 
A constante de equilíbrio termodinâmico para esse processo é: 
 
 
 
 
 
 
Em que representa as atividades das espécies. Como a concentração de 
água na maioria das soluções aquosas é próxima à da água pura, ela não é 
alterada essencialmente pelo processo de dissociação. Portanto pode-se 
considerar que a água está em seu estado padrão, ou seja líquido puro, para o 
qual a atividade é unitária. Para simplificar também substituiremos por 
 . Assim: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como é uma espécie não carregada, podemos fazer para soluções 
diluídas. Logo: 
 
 
 
 
 
 
 
Lembre-se que a atividade iônica média, , é definida como: 
 
 
 
 
 
 
 
Em que e são as atividades do cátion e do ânion, respectivamente. 
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A atividade iônica média e a molalidade iônica média estão relacionadas pelo 
coeficiente médio de atividade iônica, , isto é: 
 
 
 
Em que: 
 
 
 
 
 
 
Assim, temos que: 
 
 
 
Logo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se o ácido for suficientemente fraco, as concentrações das espécies iônicas 
serão baixas e, portanto, como uma boa aproximação podemos escrever: 
 
 
 
 
 
 
A força do ácido é indicado pela magnitude de , isto é, qanto maior o valor de 
 , mais forte é o ácido. Outro modo de medir a força de um ácido é calcular 
sua dissociação percentual, definida por: 
 
 
 
 
 
 
Em que é a concentração do íon hidrogênio no equilíbrio e é a 
concentração inicial do ácido. 
 
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3. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA E A ESCALA DE pH: 
 
A dissociação da água é um caso importante, uma vez que muitas reações 
ácido-base ocorrem em soluções aquosas. A água comporta-se tanto como 
ácido quanto como base. Essa propriedade é conhecida como amfoterismo. 
 
 
 
 
A constante de dissociação, ou produto iônico, da água é: 
 
 
 
Ou, em termos de concentrações: 
 
 
 
 
Assim como a maioria das constantes é uma função da temperatura. Pelos 
valores de observa-se que a água é um ácido e uma base extremamente 
fracos. Em uma solução neutra, a 298K. Se 
a solução for ácida, . Em uma solução básica, . 
 
O íon desempenha papel central em muitos processos químicos e 
biológicos e sua concentração pode variar em um amplo intervalo. Portanto, é 
útil estabelecer uma escala de pH de modo que: 
 
 
 
Em que é a atividade dos íons 
 em solução, dada por 
 . 
Somente os coeficientesde atividade iônica média podem ser determinados 
experimentalmente, portanto, podemos apenas estimar o valor de . 
 
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Geralmente para soluções relativamente diluídas a baixas forças iônicas, 
podemos usar a seguinte equação aproximada: 
 
 
 
Tenha em mente que o medido de uma solução raramente é igual ao 
calculado pela equação , em razão do comportamento não 
ideal. 
 
Podemos também definir a escala de como se segue: 
 
 
 
Vimos que em determinadas situações podemos escrever a equação da 
constante de dissociação da água como um produto das concentrações de 
seus íons: 
 . Tomando o negativo de seu logaritmo teremos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em que . A 25 
oC, a equação acima se torna: 
 
 
 
Embora na prática o intervalo de esteja entre 1 e 14, existem valores 
negativos de , assim como valores de maiores que 14. 
 
 
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4. RELAÇÃO ENTRE A CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM ÁCIDO E A 
SUA BASE CONJUGADA: 
 
Uma relação importante entre a constante de dissociação de um ácido e a 
constante de dissociação de sua base conjugada pode ser derivada como se 
segue, usando ácido acético como exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A base conjugada 
 , fornecida por um solução de acetato de sódio, 
 , reage com a água de acordo com a equação: 
 
 
 
 
 
Podemos escrever a constante de dissociação da base como: 
 
 
 
 
 
 
 
O produto de por é dado por: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Essa equação permite chegar a uma conclusão importante: quanto mais forte 
for o ácido, isto é, quanto maior for o , mais fraca será sua base conjugada, 
ou seja, menor o , e vice-versa. 
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5. HIDRÓLISE SALINA: 
 
A dissolução de ou de em água resulta em uma solução 
essencialmente neutra. Por outro lado, pode-se dizer que uma solução de 
acetato de sódio ou cloreto de amônio é tudo menos neutra. Dependendo da 
concentração, por exemplo: o de uma solução de acetato de sódio pode ser 
muito mais alto que 7, enquanto o de uma solução de cloreto de amônio é 
bem mais baixo que 7. Os desvios de 7 resultam da hidrólise salina, que é a 
reação de um ânion ou de um cátion de um sal, ou de ambos com a água. 
 
 
ACETATO DE SÓDIO 
Considere a reação entre o acetato de sódio e a água. Sendo o acetato de 
sódio um eletrólito forte, ele se dissocia completamente: 
 
 
 
 
 
 
 
Contudo, o ácido acético é um ácido fraco, logo o equilíbrio abaixo pende para 
a direita produzindo um excesso de íons hidróxidos, e, consequentemente, 
uma solução básica. 
 
 
 
 
 
A constante de equilíbrio é a mesma da constante de dissociação da base: 
 
 
 
 
 
 
 
Supondo que o íon não reage com a água e sabendo que a constante de 
dissociação do ácido acético a 298 oC é temos: 
 
 
 
 
 
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AGORA É A HORA DE VOCÊ TENTAR: 
Siga para o cloreto de amônio um raciocínio análogo ao usado para o acetato 
de sódio. 
 
 
ATENÇÃO! 
Cátions pequenos e altamente carregados, como o , e também 
se hidrolisam na água. Estritamente falando, todos os cátions metálicos, 
incluindo os cátions alcalinos e alcalinos terrosos, hidrolisam-se em 
determinada extensão, de modo que sua presença também pode influenciar, 
por abaixamento, o pH da solução. 
 
 
6. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE: 
 
A titulação ácido-base é um procedimento experimental simples. Uma base é 
adicionada com o auxilio de uma bureta a uma solução ácida até atingir o ponto 
de equivalência. Se a concentração de uma das soluções for conhecida, a 
outra concentração pode ser calculada a partir dos volumes do ácido e da 
base. O pHmetro é o instrumento mais conveniente para monitorar a titulação, 
porém o emprego de outros dispositivos também é possível.