Ácidos e Bases

S E R V I Ç O P Ú B L I C O F E D E R A L U N I V E R S I D A D E F E D E R A L D O P A R Á C A M P U S U N I V E R S I T Á R I O D O G U A M Á INSTITUTO DE GEOCIÊN CIAS Ácidos e bas e s Prof. do rsan Moraes Campus Universitário do G uamá. Caixa Postal 1611 - C EP 66075-110 / Belém/PA – Brasil Tel: (91) 3201-7107 • Fax: (91)3201- 7609 • E-mail: dirig@u fpa.br QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 2 1.INTRODUÇÃO AO ES TUDO DOS ÁCIDOS E DAS BASES  O ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) é o produto manufaturado em maior quantidade na indústria química. Fonte das imagens: Goog le.  O consumo deste insumo é um indicador da economia de um país.  A amônia, NH 3 , e o óxido de cálcio, CaO ( cal viva ), são bases que est ão sendo manufaturadas em quantidades crescentes a cada ano. Fábrica de amônia Fonte das imagens: Goog le.  UTILIDADES: Os ácidos e as bases são utiliz ados em reações industri ais de síntese e análise para produção de materiais comuns no cotidiano. Indústria de papel Fertiliz ante Fonte das imagens: Goog le. Na natureza, muitos vegetais dependerem das características ácida s ou básicas dos solo s para seu cultivo. QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 3 1.1 CONCEITO DE ARRHENIUS  Os primeiros concei tos mais aprofundados reg istrados sobre o estudo dos ácidos e das ba ses fora m propostos entre 1880 e 1890 pe lo quím ico sue co Svante August Arrhenius, foto ao lado, que resultou na seguinte definiçã o:  “Ácidos são substâncias que liberam em água exclusivamente cátions H + e bases são substâncias que liberam em água exclusivamente ânions OH - ”. Logicamente, seus estudos foram obtid os quan do do uso dessas substâncias em soluções, mais tarde foi descoberto que reações entre ácidos e b ases também oco rriam em me ios não aquosos e até mesmo na ausência de solventes.  Conclusões sobre o conceito de Arrhenius: A definição original teve de ser descartada e substituíd a por uma definição mais ampla e que contivesse esse novo conhecimento. 1.2 CONCEITO DE BRÖNSTED-LOWRY  Por volta de 1923 o físico-químico din amarquês J ohannes Nicol aus Brönsted (esquerda) p ropôs que á cido é um do ador de prótons e bases são receptores de prótons, me sma definição proposta pelo físico-químico britânico Thomas Martin Lowry. A principal característica d este tipo de reação era a transferência de prótons de uma espécie para outra. Os e studos independentes dos autores focavam o mesmo princípio, e assi m, ficou c onhecido como conceito de Brönsted-Lowry e generalizou-se a seguinte definiçã o:  “Ácido é qualquer substância que em uma reação química atua como doador de prótons (H + ) e base é qualquer substância que em uma reação química atu a como aceptora de prótons”.  Conclusões sobre o conceito de Brönsted- Lowry: A partir desta nova definição, as reações independeriam do meio. HCl (aq) + H 2 O (l) → H 3 O + (aq) + Cl - (a q) HCl (aq) + NH 3(aq) → NH 4 + (aq) + Cl - (a q) H 2 O (l) + NH 3(aq) → OH - (aq) + NH 4 + (a q) Ácido Base Ácido Base Ácido Base QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 4 H 2 S (aq) + H 2 O (l ) → H 3 O + (aq) + HS - (aq)  Conclusão a partir dos exemplos reacionais:  A água é o meio mais comum para as reações ácido base ocorrerem.  O próton H + nã o exist e isoladamente devido à alt a relação carga/raio , desta forma, ele polariza qualquer outra molécula vizinha ligando-se a ela .  Nas reações exemplifica das a água é uma substância a qual chamamos de anfipróti ca , ou seja, pode atuar tanto como ácido ou base de Brönsted. 1.2.1. A molécula de água  Quando um ácido doa um próton para a molécula de á gua, esta é conve rtida em um íon h idrônio ou como também é chamada hidroxônio , suas dimensões foram to madas a pa rtir da estrutura do H 3 O + ClO 4 - (modelo do estado sólido). Entretanto, a estrutura d o H 3 O + é quase certamente um a descrição simplificada do íon em água, onde ele participa de uma extensa liga ção de pontes de hidrogênio sendo a fórmula mais simples requerida H 9 O 4 + (modelo da água líquida). Ácido Base H (hidrogênio)  carga = +1, r = 10 -5 Å Só para c omparação: Li (lítio)  carga = +1, r = 0,60 Å QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 5 Estudos em fase gasosa de aglomerados de moléculas de água usando espectrometria de massa indicam que uma gaiola de 20 moléculas de água podem conden sar ao redor de um íon hidrônio em um arranjo regular dodecaédrico pentagonal, resultando na fór mula H + (H 2 O) 21 . Fonte da imagem: Goog le.  Conclusão tomada a partir desse estudo:  A estrutura de um próton em água depende do meio e do experimento levado em consideração. 1.2.2. Equilíbrio em água  Em solução aquosa os prótons transferem-se de uma molécula para outra, então, o comportamento dos áci dos e das bases são mais adequadamente representados como uma situação de equilíbrio. HF (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + F - (aq) H 2 O (l) + NH 3(aq) OH - (aq) + NH 4 + (aq) 1.2.3. Ácidos e bases conjugados HF (aq) + H 2 O (l ) H 3 O + (aq) + F - (aq)  Na dissolução do á cido fluorídrico em água, como se trata de um sistema reversível, o íon fluoreto, F - (aq) , pode aceita r um p róton do ío n hidrônio, H 3 O + (aq) , e retornar a ácido fluorídrico, HF (aq) , assim, o comportamento do íon F - (aq) deve ser o de uma base, enquan to o do íon H 3 O + (aq) o de um ácido. Ácido 1 Base 2 Ácido conjug ado da base 2 Base conjugad a do ácido 1 Ácido 2 Base 1 Íon hidrônio QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 6 O HF difere do íon F - so mente por um próton, então eles são denominados “par ácido base conjugado” , este fato é análogo para o ex emplo abaixo entre a NH 3 e a H 2 O. H 2 O (l) + NH 3(aq) OH - (aq) + NH 4 + (aq)  Conclusão tomada a partir desse estudo:  Pelo conceito de Brönst ed-Lowry a classificação de uma substância como ácido ou base depende da reação em que participam, assim temo s: - Ácidos ou protogênicos – doam prótons (HF, H 2 SO 4 , HCN, etc.) - Básicas ou protofíl icas – fixam prótons (NH 3 , aminas, etc.) - Anfipróticos – doam e fixam prótons (H 2 O, C 2 H 5 OH, etc.) - Apróticos – não doam e nem fixam prótons (C 6 H 6 , CHCl 3 , etc.)  Outra conclusão qualitativa do par ácido-base é o que chamamos de “gangorra da conjugação” . - Quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conju gada. - Quanto mais forte a base, mais fraco será seu ácid o conjugado. 1.2.4. Força dos ácidos e das bases de Brönsted  Em solução aquosa a medida quantita tiva da força dos ácidos é dad a pela sua “constante de dissociação” ou como também é c hamada “constante de io nização ácida”, Ka, que é a constante de equilíbrio em termos de concentração aplic ada a um equilíbrio iônico. HF (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + F - (aq) Experimentalmente, o valor de K a para o HF é 3, 5 x 10 -4 , indica uma fração muit o pequena de HF desprotonados. Valores de K a Para bases em água, sua força é expressa pela sua constant e de basicidade, K b . H 2 O (l) + NH 3(aq) OH - (aq) + NH 4 + (aq) Experimentalmente, K b para a NH 3 é 1,8 x 10 -5 , indica uma fra ção muit o pequena de NH 3 ionizadas em á gua. V alores de K b 1, a ba se é fraca receptora de p róton. Consequentemente, seu ácido conjugado está presente em baixa abundância em solução. 1.2.5. Auto-ionização da água  A anfiproticidade da água gera um equilíbrio de transferência de prótons me smo na ausência de ácidos e bases, isto permite que a água se autoionize (fenômeno também chamado “autoprotólise”), ou seja, transfira prótons de uma molécula de água para outra. Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1 Ácido conjug ado da base 2 Base conjugad a do ácido 1 QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 7 Fonte da imagem: Goog le. H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) A autoprotólise da água é descrita pela sua constante, K w . Kw = [H 3 O + ] 2 Nota: H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) H + + H 2 O H 2 O H + + OH - (Eq. Simplificada) Ki . [H 2 O] = [H + ] [OH - ] Kw = [H + ] [OH - ] como [ H + ] = [OH - ] Kw = [H + ][H + ] ou [OH - ][OH - ] Kw = [H + ] 2 (Produto iônico da água, que é na realidade [H 3 O + ] 2 ) Experimentalmente, em água pura a 25  C as concentrações dos íons [H 3 O + ] e [ OH - ] são de 1,0 x 10 -7 , então K w = 1,0 x 10 -14 .  “A constante de autoprotólise de um solvente permi te expressar a força de uma base em termos da força de seu ácido conjugado”. K a . K b = K w As forças dos ácidos podem ser informadas em termos das constantes de acidez de seus ácidos conjugados. QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 8 1.2.6. A escala de pH  As concentrações dos íons H 3 O + em uma reação ácido-base pode va riar dentre muitas ordens de grandezas, em certas esp écies podem ser mai or que 1 mol. L -1 em outras menor que 10 -14 mol.L -1 . O uso de logaritmos comuns (base 10) condensam esses valores em um i nt ervalo muit o menor e mais conveniente de ser trabalhada, essa faix a é conhecida como escala de pH . pH = - log [H 3 O + ] pK = - log K Escala d esenvolvida pel o químico dinamarquês Sören Peter Lauritz Sörensen, foto ao lado, em 1909, no seu estudo sobre o c ontrole de qualidade na preparação de cerveja. O sinal negativo na definição de pH significa que quanto maior a concentração molar de H 3 O + , menor o pH . A c onversão de pH pa ra c oncentração molar de H 3 O + se dá pela reversão do sin al do pH e tomando-se seu antilogarítmo. Outra escala importante pH = - lo g [H 3 O + ] que corresponde pK = - log K . Então, para um núme ro X, pX = - lo g X . Tomando a autoionização da água, temos: H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) K w = [H 3 O + ] [OH - ] para pK w = - log K w , como K w = [H 3 O + ] [OH - ] = 1,0 x 10 -14 pK w = - log ([H 3 O + ][OH - ]) = 14 - log [H 3 O + ] - log [OH - ] = 14 pH + pOH = 14  Conclusão: pOH = - log [OH - ] A maioria dos valores de pH e pOH está entre 0 e 14. Porém , não há limites teóricos nos valores de pH e de pOH , HCl 2 mo l.L -1 por exemplo, apresenta pH = - 0,301. QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 9 A forma mais comum de se encontrar a escala de pH está apresentad a na figura abaixo. O método mais prec iso de medir o pH é através dos pH metros. pHmetro portátil e de ban cada Algumas subst âncias mudam de cor quando muda o pH . Estrutura da fenolftaleí na em meio ácido e em meio básico. A rearrumação da estr utura em função do m eio permite que sejam utili zadas como indicadores ácido-base. Fonte das imagens: Goog le. QUÍMICA I Prof. Dorsan Moraes 10 1.2.7. Ácidos e bases fortes e fracos  Ácido forte é quando o equilíbrio de transf erência de prótons encontra-se a favor da doa ção para a água. Corresponde a substâncias com pK a K a > 1, normalmente K a >> 1). HCl Ka = 1 x 10 7 pK a = - 7 HBr Ka = 1 x 10 9 pK a = - 9  Ácido fraco é quando o equilíbrio de transf erência de prótons encontra -se a favor do ácido não ionizado. Corresponde a substâncias com pK a > 0 ( K a HCN Ka = 4,9 x 10 -10 pK a = 9,31 HF Ka = 3,5 x 10 -4 pK a = 3,45 Várias dessas constantes para diversas espécies estão apresentadas no a nexo I.  Base f orte é uma espécie que está totalmente protonada em água. O íon óx ido, O 2- , é convertido imediatamente em íons OH - em á gua. O 2- (aq) + H 2 O (l)  2OH - (aq)  Base fr aca está apenas pa rcialmente protona da em água. A amônia, NH 3 , est á presente quase que totalmente como moléculas de NH 3 em água, só há uma pequena porção de íons NH 4 + . H 2 O (l) + NH 3(aq) OH - (aq) + NH 4 -+ (aq) Fonte da imagem: Goog le. 1.2.8. Ácidos polipr óticos Substâncias que podem doar mais do que um próton. H 2 S (aq) + H 2 O (l ) HS - (aq) + H 3 O + (aq) 𝐾  = [     ] [  ] [  ] K a1 = 9,1 x 10 -8 pK a1 = 7,04 HS - (aq) + H 2 O (l) S 2- (aq) + H 3 O + (a q) 𝐾  = [     ] [  ] [   ] K a2 = 10 -19 pK a2 = 19 Normalmente K a1 > K a2 , pois o próton é removido de uma espécie que contém uma carga negativa a mais que a espécie anterior.

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