Ácidos fortes e fracos - Química Aplicada à Nutrição

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1) Ácidos fortes: 
1.1 Um ácido forte é qualquer ácido que ioniza completamente em soluções. Isto 
significa que ele emite o maior número de íons de hidrogênio ou prótons quando 
colocado em uma solução. 
1.2 Os principais são: HCl, HBr, HI, H2SO4, HClO4 e HNO3. 
 
Ex: HCl H+ + Cl- OBS: O HCl doa seus prótons, logo a concentração de 
 prótons no meio é elevada, que faz reduzir o pH do meio 
1.3 Como calcular o pH de um ácido forte? 
 pH = -log10 [ H
+ ] 
Ex1: 
 HCl H+ + Cl- 
[ H+ ] = 1 . 10-1 mol/L 
pH = (log10 1 . 10
-1) 
pH = 1,0 pH baixíssimo com [ H+ ] elevado 
 
OBS: No estômago a concentração de [ H+ ] varia de pH=1,5 a 2,0. O que desnatura 
proteínas 
 + + + + + + + 
 [ H+ ] alto 
 pH baixo 
 
2) Ácidos fracos: 
 Um ácido fraco é qualquer ácido que ioniza parcialmente em soluções. 
 Exemplos: HNO2 (ácido nitroso), H3PO4 (ácido fosfórico), HCN (ácido cianídrico) 
e H2CO3 (ácido carbônico). 
2.1 Ácidos monopróticos: 
 São aqueles que só doam um próton, ou seja, um íon H+. 
Ex1: 
Ácido acético = presente no vinagre = H3CCOOH 
 H3COOH H+ + H3CCOO- 
Ka’ = [ H+ ] . [ H3CCOO- ] Diretamente proporcional a concentração 
 [ H3COOH ] de prótons e inversamente proporcional a 
Ka’ = 1,8 . 10-5 concentração do ácido acético. 
 
 
Ex2: 
Ácido fórmico = HCOOH 
 HCOOH HCOO- + H+ 
Ka” = [ H+ ] . [ HCOO- ] 
 [ HCOOH ] 
Ka” = 6,3 . 10-5 
 
OBS: Comparando Ka’ e Ka” Ka” > Ka’ 
 O Ka” (ácido fórmico) apesar de ser um ácido fraco é mais forte que o Ka’ (ácido 
acético). 
OBS: Maior a Ka, mais forte é um ácido. 
 
2.2 Ácido di ou triprótico: 
 São aqueles capazes de doar mais de um próton. 
Ex1: 
Ácido carbônico = H2CO3 
 H2CO3 HCO-3 + H
+ 
Ka1 = [ H+ ] . [ HCO-3 ] OBS: Ka1 > Ka2 mostra que a saída de 
 [ H2CO3 ] H+ de H2CO3 é mais fácil do que H+ 
Ka1 = 4,3 . 10-7 sair de HCO-3 
 
 HCO-3 CO
2-
3 + H
+ 
Ka2 = [ H+ ] . [ CO2-3 ] 
 [ HCO-3 ] 
Ka2 = 4,8 . 10-11 
 
2.3 Como calcular o pH de um ácido fraco? 
 pH = pKa + log10 [ A
- ] Equação de Henderson 
 [ HA ] 
Ex2: 
 HB H+ + B- 
Ka = [ H+ ] . [ B- ] 
 [ HB ] 
[ H+ ] . [ B- ] = Ka [ HB ] 
[ H+ ] = Ka [ HB ] -log10 
 [ B- ] 
Log10 [ H
+ ] = -log10 Ka – log10 [ HB ] 
 [ B- ] 
pH = pKa + log10 [ B
- ] 
 [ HB ] 
pH = 9,31 + log 5 . 10-2 
 1 . 10-2 
pH = 9,31 + 0,7 
pH = 10,1 pH básico 
 OBS: Com o pH alto, percebemos que a concentração de prótons é baixa 
 
2.4 Comparação de pKa e pKa’: 
Ex: 
 H3CCOOH Ka = 1,8 . 10-5 ácido acético 
 H2CO3 Ka = 4,2 . 10-7 ácido carbônico 
OBS: Quanto maior a constante ácida (Ka) mais forte é o ácido. Logo, percebemos que 
o ácido acético (H3CCOOH) é mais forte do que o ácido carbônico (H2CO3), ou seja, o 
ácido acético doa mais prótons do que o ácido carbônico. 
 pKa e pKa’: 
pKa = -log10 Ka = - log10 1,8 . 10
-5 
 H3CCOOH 
pKa = - ( -4,74 ) 
pKa = 4,74 para o H3CCOOH 
pKa’ = -log10 Ka’ = - log10 4,2 . 10
-7 
 H2CO3 
pKa’ = - (-6,37) 
pKa’ = 6,37 para o H2CO3 
 
 OBS: Quanto menos o pKa mais forte é o ácido. Logo, percebemos que o ácido 
acético (pKa = 4,74) é mais forte que o ácido carbônico (pKa’=6,37). 
 Relação inversa = O ácido com maior Ka tem menor pKa; e o ácido com menor 
Ka tem maior pKa.