2ª AULA_TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ÁCIDOS E BASES

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TEORIA CLÁSSICA 
 DAS REAÇÕES ÁCIDOS E BASES 
 Disciplina: Química Analítica Qualitativa 
Profa. Drª. Karina Rimar 
 
 
 Um ácido pode ser definido como uma 
substância que, quando dissolvida em água, se 
dissocia formando íons hidrogênio como os 
únicos íons positivos; 
 
 
 
 O comportamento das reações envolvendo 
ácidos e bases em soluções aquosas, 
inicialmente identificadas pelas definições 
através da TEORIA DE ARRHENIUS; 
 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Ácidos monobásicos / monopróticos 
 
 
 
 HNO3 H
+
(aq) + NO3
-
(aq)
 
 
 
 
 HClO4
 H+ (aq) + HPO4
2-
(aq)
 
 
 
 CH3COOH H
+
 (aq) + CH3COO
-
 (aq) 
 
 
 
 
 HCOOH H+ (aq) + HCOO
- 
(aq)
 
 
Ácido Nítrico 
Ácido Perclorico 
Ácido Etanóico 
 (Acético) 
Ácido Fórmico 
H2O 
H2O 
H2O 
H2O 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Ácidos dibásicos / dipróticos 
 
 
 
 
 H2SO4(aq) H
+
(aq) + HSO4
–
(aq) 
 
 
 
 HSO4
– (aq) H
+
(aq) + SO4
2-
(aq) 
 
 
O ácido sulfúrico (H2SO4) é um ácido forte no que concerne 
ao primeiro estágio de dissociação, tornando-se mais fraco 
no segundo estágio. 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Ácidos tribásicos / tripróticos 
 
 
 
 H3PO4(aq) H
+
(aq) + H2PO4
– 
(aq) 
 Ka1 = 7,5 x 10
-3 
 
 
 
 H2PO4
 –
(aq) H
+
(aq) + HPO4
2-
(aq) 
 Ka2 = 6,2 x 10
-8 
 
 
 HPO4
 2–
(aq) H
+
(aq) + PO4
3- 
(aq) 
 Ka3 = 4,8 x 10
-13 
 
 
 
Quanto menor a constante mais fraco é o ácido, pois 
menos se dissocia (Ka1 > Ka2 > Ka3) 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
 Os modernos métodos experimentais provaram a 
existência de íons hidrônio, em solução ou em 
estado sólido; 
HCl + H2O H3O
+
(aq) 
 + Cl -(aq) 
 
HNO3 + H2O H3O
+ 
(aq) +
 NO3
 - (aq) 
 
CH3COOH + H2O H3O
+
(aq) 
 + CH3COO
 -
(aq) 
 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
 Base são substâncias que, dissolvida em água, 
se dissocia formando uma única espécies de íon 
negativo, hidroxila; 
 Teoria de Arrhenius (base) - São substâncias 
que em meio aquoso libera OH-; 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
 De acordo com a definição clássica, sais, são os 
produtos das reações entre ácidos e bases; 
 
 
 Tais processos denominam-se reações de 
neutralização; 
 
HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (aq) 
 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Teoria de Bronsted-Lowry 
 
 Em 1923, dois químicos, J. N. Bronsted e J. M. 
Lowry, propuseram independentemente uma 
teoria sobre o comportamento ácido-base; 
 
 
 
 De acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, um 
ácido é um doador de próton e uma base é um 
receptor de próton; 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
 
 H3PO4 + H2O ↔ H3O
+ + H2PO4
– 
 ácido1 base2 ácido2 base1 
 
 
 H2PO4
– + H2O ↔ H3O
+ + HPO4
2– 
 ácido1 base2 ácido2 base1 
 
 
 HPO4
2– + H2O ↔ H3O
+ + PO4
3– 
 ácido1 base2 ácido2 base1 
 
 
 
Obs.: a água é uma substância anfiprótica: 
 
 H2PO4
– + H2O ↔ OH
- + HPO4
2– 
 base1 ácido2 base2 ácido1 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Teoria de Lewis 
 
 Lewis desenvolveu uma definição de ácidos e 
bases que não depende da presença de prótons, 
nem envolve reações com solvente; 
 
 
 Ele definiu ácidos como sendo substâncias 
capazes de receber pares de elétrons e bases 
como sendo substâncias capazes de doar pares 
de elétrons; 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
NH3 + BF3  [H3N:
  BF3] 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
ÁCIDOS E BASES EM SOLVENTES PROTÔNICO 
 Kohlrausch e Heidweiller (1894) concluíram, que a mais 
pura das águas apresenta uma pequena condutância; 
 
 H2O(l) H
+
(aq) + OH
-
(aq) Equilíbrio iônico da água 
Aplicando a essa dissociação a lei da ação das massas, 
podemos expressar a constante de equilíbrio: 
A concentração da água 
é constante 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
 Pode-se, portanto, reunir as constantes em um dos 
lados da equação 
Kw = [H
+] [OH-] = 1,01 x 10-14 
A nova constante, Kw, é denominada produto iônico da 
água. Seu valor depende da temperatura, 
Kw = 10
-14 
A importância do produto iônico da água reside no fato 
de que seu valor pode ser considerado como constante 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
 Uma solução é neutra, se contiver a mesma 
concentração de íons hidrogênio e íons hidroxilas, isto 
é, 
[H+] = [OH-] 
Portanto, numa solução neutra, 
Numa solução ácida, a concentração de íons hidrogênio 
excede esse valor, enquanto numa solução alcalina 
acontece o inverso 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Assim, 
Numa solução ácida [H+] > [OH-] e [H+] > 10-7 
 
Numa solução básica [H+] < [OH-] e [H+] < 10-7 
Em todos os casos, acidez ou alcalinidade de uma solução 
pode ser expressa quantitativamente em termos da 
concentração hidrogeniônica (ou concentração de íon 
hidroxila). 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Expoente Hidrogeniônico - pH 
 Sorensen (1909) introduziu o uso do expoente 
hidrogeniônico ou pH, definido pela relação: 
Da definição acima, segue-se: 
 
 - para uma solução ácida pH < 7 
 
 - para uma solução básica pH > 7 
 
 - para uma solução neutra pH = 7 
 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
 O termo pOH é, ás vezes, usado de maneira análoga 
para expressar o expoente da concentração de íons 
hidroxilas: 
Para qualquer solução aquosa é válida a correlação 
 
 
 pH + pOH = 14 
 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Dissociação ácido-base 
 Forças dos ácidos e bases 
 O expoente da constante de equilíbrio de 
dissociação, denominado pK, é definido pela 
equação: 
 A constante de dissociação está relacionada ao grau de 
dissociação e, desta forma, à força do ácido ou base; 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
 
 
 H2O + H2O ↔ H3O
+ + OH– 
 base1 ácido2 ácido1 base2 
 
 
 
 CH3OH + CH3OH ↔ H3O
+ + HPO4
2– 
 base1 ácido2 ácido1 base2 
 
Autoprotólise ou auto-ionização 
 
A autoprotólise envolve a reação espontânea de 
moléculas de uma substância para formar um par de 
íons 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Forças de Ácidos e Bases 
 
 
Ácidos fortes : HCl, HBr, HI, HClO4(α = 100%) 
 
Ácidos fracos : CH3COOH, HCN, HCOOH (α = parcial) 
 
Bases fortes : família 1A – NaOH, LiOH(forte), família 
2A - Ca(OH)2, Mg(OH)2 (moderado) (α = 100%) 
 
Bases fracas : NH4OH, cianetos, todas as demais (α = 
parcial) 
 
 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Hidrólise 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Quando se dissolvem sais em água, nem sempre a 
solução se apresenta neutra á reação. A razão para 
esse fenômeno é que alguns sais reagem com água. 
termos a HÍDROLISE; 
 
 
Íons hidrogênio ou íon hidroxila ficam em excesso na 
solução, tornando-se ácida ou básica, respectivamente; 
 
 
A fim de melhor compreender o fenômeno da hidrólise, 
é necessário examinar o comportamento de quatro 
categorias de sais; 
Hidrólise 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Os derivados de ácidos fortes e bases fortes, por 
Exemplo: cloreto de potássio 
 
 
Os derivados de ácidos fracos e bases fortes, por 
Exemplo: acetato de sódio 
 
 
Os derivados de ácidos fortes e bases fracas, por 
Exemplo: cloreto de amônio 
 
 
Os derivados de ácidos fracos e bases fracas, por 
Exemplo: acetato de amônio 
 
Sais de ácidos fortes e bases fortes 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Quando dissolvidos em água, apresentam reação 
neutra; 
 
 
O equilíbrio de dissociação da água não é, portanto 
perturbado. 
 
 H2O H
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 
A concentração de íons hidrogênio na solução é igual à 
de íon hidroxila; assim, a solução formada tem reação 
neutra. 
Sais de ácidos fracos e bases fortes 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Quando dissolvidos em água, produzem uma solução 
de caráter alcalino; 
 
 
 
Quanto maior o valor de Kh (constante de hidrólise), 
maior será o grau da hidrólise e mais alcalina será a 
solução; 
 
 
A constante de hidrólise é igual à relação entre a 
constante de ionização da água e do ácido; 
Sais de ácidos fortes e bases fracas 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Quando dissolvidos em água, produzem uma solução 
de caráter ácido; 
 
 
 
O cátion M+ do sal reage com os íon hidroxila, 
produzidos pela dissociação da água formando uma 
base fraca e liberando íon hidrogênio; 
 
 
A constante de hidrólise é igual à relação entre a 
constante de ionização da água e da base; 
Sais de ácidos fracos e bases fracas 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Quando dissolvidos em água, são submetidos a um 
processo bem mais complexo de hidrólise; 
 
 
A hidrólise do cátion conduz a formação de uma base fraca 
não dissociada (M+ + H2O MOH + H
+); 
 
 
Enquanto, a hidrólise do ânion produz um ácido fraco (A- + 
H2O HA + OH
-); 
 
 
 Os íons hidrogênio e hidroxila formado nesse processo 
recombinam-se, parcialmente, formando a água. 
Sais de ácidos fracos e bases fracas 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Se Ka > Kb (se o ácido for mais forte que a base), a 
concentração hidrogeniônica será maior que a dos íons 
hidroxila e a solução será ácida; 
 
Se Ka < Kb (se a base for mais forte que a ácido), 
acontecerá o inverso e a solução será alcalina; 
 
 
Se Ka = Kb (se o ácido e a base forem igualmente fracos), 
as duas concentrações serão iguais e a solução será 
neutra; 
Solução Tampão 
Uma solução tampão resiste a variações no pH 
decorrentes da diluição ou da adição de ácidos e bases; 
 
 
Geralmente as soluções tampão são preparadas a 
partir de um par ácido-base conjugado como ácido 
acético/acetato de sódio ou cloreto de amônio /amônia; 
 
 
Um tampão é uma mistura de um ácido fraco e sua base 
conjugada ou uma base fraca e seu ácido conjugado, 
que resiste a variações no pH. 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Solução Tampão 
A aspirina tamponada contém um tampão para prevenir 
a irritação estomacal devido à acidez do grupo ácido 
carboxílico presente na aspirina. 
 
Acredita-se que a ação analgésica ocorre porque a 
aspirina interfere na síntese de prostaglandinas que são 
hormônios envolvidos na transmissão dos sinais da dor. 
Estrutura da Aspirina 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Cálculos do pH de Soluções Tampão 
Uma solução contendo um ácido fraco, HA, e sua base 
conjugada, A-, pode ser ácida, neutra ou básica, 
dependendo da posição dos dois equilíbrios envolvidos; 
HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
A- + H2O ↔ OH
- + HA 
ÁCIDO 1 BASE 1 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Equação de Henderson- Hasselbach 
A equação de Henderson – Hasselbalch, que é 
empregada para calcular o pH de soluções tampão, é 
frequentemente encontrada na literatura biológica e em 
textos de bioquímica; 
 
 
 
Ela é obtida representando – se cada termo presente na 
Equação [H3O
+] = Ka CHA/ CNaA, na forma de seu 
logaritmo negativo e invertendo a razão das 
concentrações para manter todos os sinais positivos. 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Equação de Henderson- Hasselbach 
HA ↔ H+ + A- 
NaA ↔ Na+ + A- 
H2O ↔ H
+ + OH- 
Solução Tampão Ácida 
Pela aproximação: 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
Equação de Henderson- Hasselbach 
NH4OH ↔ NH4
+ + OH- 
NH4Cl ↔ NH4
+ + Cl- 
H2O ↔ H
+ + OH- 
Solução Tampão Básica 
Pela aproximação: 
TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES ACIDOS E BASES 
BIBLIOGRAFIA 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. 
Fundamentos de Química Analítica. Editora Thomson, São Paulo, 
8.ed., 2007. 
 
 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química: 
questionando a vida e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2012. 
 
 
VOGEL, A. , Química Analítica Qualitativa. 5 ed. São Paulo: Mestre 
Jou.