Ácidos polipróticos

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Química Inorgânica 
 
 
 
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Sumário 
 
Introdução .................................................................................................................................... 2 
 
Objetivos ....................................................................................................................................... 2 
 
1. Ácidos polipróticos ........................................................................................................... 2 
1.1. Ácidos e bases polipróticas .......................................................................................... 2 
1.2. Cálculo do pH ............................................................................................................... 3 
 
Exercícios ...................................................................................................................................... 5 
 
Gabarito ........................................................................................................................................ 5 
 
Resumo ......................................................................................................................................... 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Introdução 
Na apostila Força dos ácidos de Brönsted tivemos a oportunidade de 
conhecer mais sobre a força dos ácidos e bases de Brönsted-Lowry. 
Nesta apostila iremos mostrar um exemplo de ácido poliprótipo, bem como a 
influência da distribuição do equilíbrio químico deste composto no cálculo do pH. 
Como acontecem as reações entre estes ácidos e bases e como se representa 
esta sequência de eventos em um diagrama de distribuição? Quais fatores 
influenciam as ionizações e como se calcula sua força? 
Veremos algumas tendências e semelhanças entre as constantes de ionização 
e as características diferenciais dos ácidos e bases de Lewis. 
Objetivos 
• Conceituar ácidos polipróticos. 
• Estudar o processo de sua formação e a influência no cálculo do pH. 
 
1. Ácidos polipróticos 
1.1. Ácidos e bases polipróticas 
Mas o que são ácidos polipróticos? São aqueles que apresentam mais de um 
hidrogênio ionizável. A ionização ocorre por etapas, ou seja, o ácido cede um próton 
(H+) por vez. Por exemplo: 
 
 
Considerando a equação acima de ionização de um ácido poliprótico: 
• Podemos escrever equações das várias reações de equilíbrio, já que 
são várias as etapas de ionização. 
• Haverá tantas reações em equilíbrio quantos forem o número de 
hidrogênios ionizáveis presentes no ácido poliprótico. 
• Os valores das constantes diminuem de uma etapa para outra, pois as 
sucessivas etapas de ionização são reprimidas pelo íon hidrônio 
formado nas etapas anteriores. 
 
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Alguns ácidos apresentam valores muito semelhantes para as diversas 
constantes de ionização, mas geralmente os valores decrescem, ou seja, a primeira 
constante é bem maior que a segunda, que é bem maior que a terceira e assim 
sucessivamente. A grandeza da diferença das constantes de ionização dos ácidos 
polipróticos é uma função da estrutura do ácido. 
Considere: 
α1 – grau de ionização na 1ª etapa. 
K1 – constante de ionização na 1º etapa. 
α2 – grau de ionização na 2º etapa. 
K2 – constante de ionização na 2º etapa. 
Logo, temos: 
α1 > α2 e K1 > K2 
Veja a expressão de K1 e K2: 
 
Se multiplicarmos membro a membro, temos: 
 
Sendo Kn a constante de ionização associada à equação global, temos, 
portanto: 
Kn = K1 . K2 
Tal como acontece nos ácidos, há bases que só podem aceitar um próton 
(bases monopróticas), mas existem outras que podem aceitar mais do que um 
próton, essas são chamadas bases polipróticas. 
 
1.2. Cálculo do pH 
Um ácido poliprótico perde prótons numa sequência de sucessivas 
desprotonações que são progressivamente menos favoráveis; um diagrama de 
distribuição de espécies apresenta a fração de cada espécie presente em função do 
pH da solução. 
O cálculo do pH das soluções da maioria dos ácidos polipróticos pode ser 
simplificado. Para a maioria dos ácidos polipróticos o Ka1, tabela seguinte, é 
 
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suficientemente maior que Ka2, a ponto de permitir o cálculo da concentração do íon 
hidrônio [H3O+], ignorando-se a segunda ionização. 
 
Nome Fórmula Ka1 Ka2 Ka3 
Ascórbico H2C6H6O6 8,0.10-5 1,6.10-12 
Carbônico H2CO3 4,3.10-7 5,6.10-11 
Cítrico H3C6H5O7 7,4.10-4 1,7.10-5 4,0.10-7 
Oxálico H2C2O4 5,9.10-2 6,4.10-5 
Fosfórico H3PO4 7,5.10-3 6,2.10-5 4,2.10-13 
Sulfuroso H2SO3 1,7.10-2 6,4.10-5 
Sulfúrico H2SO4 Grande 1,2.10-5 
Tartárico H2C4H4O6 1,0.10-3 4,6.10-5 
Fonte: Elaborada pela autora, 2019 
 
O erro no cálculo do pH através desta aproximação é mínimo para a maioria 
dos casos. A maioria dos ácidos polipróticos se comporta como ácido monoprótico 
fraco (Ka  Ka1). 
Se Ka1 / Ka2>103→ Cálculo pode ser realizado com base apenas em Ka1 
O ácido sulfúrico, por exemplo, é um ácido forte e perde seu primeiro próton 
para formar a base conjugada, HSO4-. Este íon, entretanto, é um ácido fraco. 
O ácido sulfúrico é o único ácido poliprótico comum para o qual a primeira 
desprotonação é completa. A segunda desprotonação aumenta ligeiramente a 
concentração molar de H3O+, logo, o pH será ligeiramente menor do que o devido 
somente à primeira desprotonação. 
 
IMPORTANTE! 
 
 
 
 
Podemos explicar os valores decrescentes das 
sucessivas ionizações em termos do aumento das 
cargas negativas dos ânions resultantes, dificultando, 
assim, a perda adicional de um íon hidrônio. 
 
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A solução resultante da reação de ionização tem o pH dependente dos 
cátions e ânions presentes, sendo que, de maneira geral, os cátions ajudam a tornar 
o meio mais ácido, enquanto os ânions tornam esse meio mais básico. 
Considerando a teoria dos pares conjugados, o comportamento dos cátions é 
coerente, ou seja, espera-se caráter ácido dos cátions conjugados de bases fracas. 
Cátions de metais com alta densidade de carga tornam o meio básico. Isso 
ocorre, pois esses metais podem atuar como ácidos de Lewis, recebendo pares 
eletrônicos da água. Isso enfraquece as ligações O-H das moléculas de água, que 
podem acabar se ionizando, fornecendo íons H+ para o meio. 
Cátions da família 1A, 2A e cátions com carga +1 são ditos inertes. Eles são 
ácidos de Lewis fracos e seus compostos aquosos não atuam como ácidos. 
Quanto à basicidade de ânions: 
Ânions que são bases conjugadas de ácidos fracos têm comportamento 
básico, como o fluoreto ou o acetato. 
Ânions de ácidos fortes, como o cloreto ou o iodeto, são bases tão fracas que 
não influenciam no pH. Esses são ditos inertes. 
Observação: Alguns ânions que têm hidrogênio produzem soluções ácidas, 
como o H2PO−4, H2PO4− ou o HSO−4,HSO4−. 
Exercícios 
1) (Autora, 2019) O que são ácidos polipróticos? Exemplifique. 
 
2) (Autora, 2019) Como se prevê que seja o pH de uma solução 0,15 M de cloreto 
de amônio? (Dado: Kb da amônia = 1,8×10−). 
 
3) (Autora, 2019) Quais fatores influenciam o pH de uma solução salina? 
 
Gabarito 
1) Um ácido poliprótico é uma substância que pode doar mais do que um 
próton. Um exemplo é o sulfeto de hidrogênio, H2S, um ácido diprótico. 
2) Como o íon cloreto tem comportamento inerte e o íons amônio tem 
comportamento ácido, o pH da solução deve ser menor que 7. 
 
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3) O pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de 
seus íons. Geralmente, os cátions contribuem para tornaro meio ácido e 
ânions contribuem para tornar o meio básico. 
Resumo 
Um ácido poliprótico perde prótons numa sequência de sucessivas 
desprotonações que são progressivamente menos favoráveis; um diagrama de 
distribuição de espécies apresenta a fração de cada espécie presente em função do 
pH da solução. 
O cálculo do pH das soluções da maioria dos ácidos polipróticos pode ser 
simplificado. Para a maioria dos ácidos polipróticos o Ka1 é suficientemente maior 
que Ka2, a ponto de permitir o cálculo da concentração do íon hidrônio [H3O+], 
ignorando-se a segunda ionização. Podemos explicar os valores decrescentes das 
sucessivas ionizações em termos do aumento das cargas negativas dos ânions 
resultantes, dificultando, assim, a perda adicional de um íon hidrônio. 
O pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de 
seus íons. Geralmente, os cátions contribuem para tornar o meio ácido e ânions 
contribuem para tornar o meio básico. 
 
 
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Referências bibliográficas 
WELLER, Mark – Química orgânica.6. ed. – Porto Alegre: Bookman, 2017. 
Referências imagéticas 
FIGURA 01. Adaptado de UFJF. Disponível EM: <http://www.ufjf.br/nupis/files/2018/03/aula-equilibrio-acido-
base-parte-4.pdf>. Acesso em: 20 jul. 2019.