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    Acidos e bases Acidos e bases Document Transcript

    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE INTRODUÇÃODesde a antiguidade que se classificam as substâncias como ácidos ou comobases (anti-ácidos): ü O vinagre parece ter sido o primeiro ácido conhecido (sabor amargo) ü As bases eram conhecidas por serem escorregadias ao tacto e pelas suas propriedades anti-ácidas.A. TEORIA DE ARRHENIUS (fim do século XIX) Para Arrhenius: ü Ácido era toda a substância que contendo hidrogénio, se “dissociava” em solução produzindo iões H+, ex: HCl(aq) H+(aq) + Cl–(aq) ü Base seria toda a substância que em solução aquosa se - “dissociava”, produzindo iões hidróxido (OH ), ex: NaOH(aq) Na+(aq) + OH–(aq) Esta teoria estava incompleta. Como explicar: ü O comportamento ácido ou alcalino em soluções não aquosas? ü O comportamento alcalino do NH3? 1
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASESurgiu uma nova teoria:B. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY(cerca de 1920)Segundo esta teoria: ü Ácido – espécie que cede iões H+ (protões). ü Base – espécie que recebe iões H+. H+ H+ HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq) ácido baseREACÇÃO ÁCIDO-BASE:Reacção de transferência de protões entre duas espécies iónicas oumoleculares, originando um novo ácido e uma nova base. H+ H+ HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq) ácido 1 base 2 ácido 2 base 1São pares conjugados ácido-base: ü HA/A- ü H3O+/ H2ONa seguinte reacção temos: H+ H+ NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH–(aq) base 1 ácido 2 ácido 1 base 2São pares conjugados ácido-base: ü NH4+/ NH3 ü H2O/ OH–Mas, como explicar o comportamento da H2O? 2
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE ü Substâncias que, como a H2O, apresentam comportamento ácido ou básico, dependendo da espécie com que reagem, são definidas como anfotéricas ou anfipróticas.Reacção de Auto-ionização da Água: H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)A reacção directa muito pouco extensa, assim a sua constante deequilíbrio, será:Produto Iónico da Água: Kw = [H3O+]e.[OH-]ea 25ºC Kw = 1,0x10-14C. TEORIA DE LEWISLewis explica a existência do ião H3O+, de outro modo:O ião H+, deficitário de um electrão, aceita partilhar um par de electrões,estabelecendo-se uma ligação covalente dativa. + H+ + O H H O H H HAssim, ü Ácido – espécie que aceite partilhar pelo menos um par de electrões, ex: BF3. ü Base – espécie doadora dos electrões, para a ligação covalente dativa, ex: NH3. BF3 + NH3 F3B NH3 CONSTANTES DE ACIDEZ E DE BASICIDADE 3
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE1. FORÇAS DOS ÁCIDOS E DAS BASESSegundo Bronsted e Lowry, a reacção que ocorre entre um ácido e a águapode esquematizar-se assim: HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq)aplicando a Lei da Acção das Massas: KC = [H O ] × [A ] 3 + e − e [H 2O]e × [HA]ecomo a [H2O] é aproximadamente constante.KC x [H2O] = Ka CONSTANTE DE ACIDEZ Ka = [H O ] × [A ] 3 + e − e [HA]eA grandeza Ka, é constante a uma dada temperatura T, e mede a extensãoda reacção.Assim, quanto maior for o valor de Ka, mais forte será o ácido.Podem comparar-se a força de dois ou mais ácidos, comparando as suasconstantes de acidez.Nota: Consultar Tabela de constantes de acidez. 4
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASEPara a reacção: HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3–(aq)A Lei da Acção das Massas conduz a um valor muito elevado para Ka.Logo a ionização do ácido é uma reacção muito extensa com um grau deionização (α) muito elevado. αAssim a reacção deve ser traduzida pelo seguinte esquema: HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3–(aq)Nota:Grau de Ionização: n.º de ⋅ moles ⋅ ionizadas α= n.º.de.moles.iniciaisA reacção inversa é muito pouco extensa, logo considera-se o anião NO3-uma base muito fraca.Se o valor de Ka(HA) é muito elevado ⇒ o valor de Kb(A-) é muito pequenoNo caso da reacção do ácido acético e a da água: CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO–(aq)Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 ( a 25ºC) ⇒ Ácido FracoSe um ácido é fraco, a sua base conjugada tem uma força relativa.Podemos dizer que: Kb(CH3COO–) > Kb(NO3-) 5
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASENo caso das bases: B(aq) + H2O(l) HB+(aq) + OH–(aq)sendo a constante de basicidade, Kb: Kb = [HB ] × [OH ] + e − e [B]eExercício:Qual o grau de ionização do ácido acético, numa solução 0,10 mol/dm3 a25ºC?Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 ( a 25ºC)Resolução: CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO–(aq)[ ]in 0,10 0 0[ ]eq 0,10 - x x x = [H O ] × [CH COO ] + − −5 x2 ⇒ 1,8 × 10 = 3 e 3 eKa [CH 3COOH ]e 0,10 − xcomo Ka é muito baixo, a reacção directa é pouco extensa, assim podemossimplificar e considerar 0,1 – x ≈ 0,1logo, x2 = 0,10 x 1,8x10-5 x2 = 1,8x10-6 x = 1,34x10–3 mol/L ⇒ Com este valor deve-se corrigir a 1ª aproximação 2 x -5 1,8 x10 = 0,10 – 1,34x10-3 x = [H3O+] = [CH3COO-] = 1,3 x10-3 mol/LLogo, α = 1,3x10-3/0,10 = 1,3x10-2 ⇒ α = 1,3 %O que significa que 98,7 % do ácido não sofre ionização. 6
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE2. RELAÇÃO ENTRE Ka e KbPara um ácido de forma geral HA, temos: HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq) Ka = [H O ] × [A ] 3 + e − e [HA]epara a sua base conjugada A-, virá: A-(aq) + H2O(l) HA(aq) + OH–(aq)sendo a constante de basicidade, Kb: = [HA]e × [OH − ]e Kb [A ]− eentão teremos: Ka × Kb = [H O ]× [A ] × [HA] × [OH ] + − − [A ] 3 [HA] −Simplificando Ka x Kb = [H3O+].[OH-] Kw = Ka x Kba 25ºC Kw = 1,0x10-14Exercício:Calcular o valor da constante de basicidade do ião acetato a 25ºC, sabendoque Ka(CH3COOH) é 1,8 x 10-5, a essa temperatura.Dado: Kw = 1,0x10-14, a 25ºCResolução:Ka x Kb = KwKb= 1,0x10-14/1,8x10-5Kb = 5,(5)x10-10 7
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE3. ÁCIDOS POLIPRÓTICOSAlguns ácidos, como por exemplo o ácido sulfídrico (H2S), o ácido sulfúrico(H2SO4) e o ácido fosfórico (H3PO4), têm a capacidade de ceder mais doque um protão; H+. H2A(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HA-(aq) Ka1 HA-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A2-(aq) Ka2sendo Ka1 > > > Ka2Na maior parte dos ácidos polipróticos podemos desprezar a segundaprotólise, pois esta é muito pouco extensa.É excepção o Ácido Sulfúrico: H2SO4(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HSO4-(aq ) Ka1 muito elevada HSO4-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + SO42-(aq) Ka2=1,2x10-2 (a 25ºC)Neste caso a segunda protólise tem uma constante de equilíbrio superior amuitos ácidos monopróticos.Assim, em cálculos de pH é sempre de considerar a protólise do aniãohidrogenossulfato. 8
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE CÁLCULOS DE pH1. ACIDEZ E ALCALINIDADE DE SOLUÇÕES AQUOSAS – pHNormalmente as concentrações do ião hidrónio, H3O+, ião indicativo daacidez da solução, são valores extremamente pequenos. [H3O+] = 10-x mol/LO que não torna muito prático estabelecer uma escala com estes valores.Sugeriu-se então aplicar a função logarítmica a estes valores.Nota: Função logarítmicaSe, log10x = Y ⇒ 10y = xPropriedades dos logaritmos: ü loga(x . y) = logax + logay ü loga(x/y) = logax - logay ü logaxp = p.logaxIntroduziu-se o operador p pX = - log10xAssim, pH = - log10[H3O+]e pOH = - log10[OH-] 9
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASENa auto-ionização da água H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)sendo, Ka x Kb = [H3O+].[OH-] a 25ºC Kw = 1,0x10-14logo para a água pura a 25ºC [H3O+] = [OH-] = Kw = 1,0 × 10 −14 = 1,0 × 10 −7 mol ⋅ dm −3assim, pH = -log (10-7) = 7 pOH = -log (10-7) = 7a 25ºC pH + pOH = 14ou Kw = [H3O+].[OH-]aplicando logaritmos log (10-14) = log([H3O+].[OH-]) -14.(log10) = log [H3O+] + log [OH-]x (-1) 14 = =- log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH c.q.d. 10
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE2. pH DA ÁGUA A DIFERENTES TEMPERATURASSe, H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq) com ∆H > 0 (Reacção endotérmica)significa que: se T ↑ ⇒ Kw ↑como [H3O+] = Kw ∴ [H3O+] ↑ ⇒ pH ↓Exemplo: t = 10ºC ⇒ [H3O+]= Kw = 2,9 × 10 −15 ⇒ pH = 7,3 t = 25ºC ⇒ [H3O+]= Kw = 2,9 × 10 −15 ⇒ pH = 7,0por outro lado se: pKw = pH + pOHe se Kw = Ka x Kblogo, pKw = pKa + pKb pKa + pKb = 14, a 25ºCEscala de pH a 25ºC Ácido Neutro Alcalino [H3O+] > [OH-] [H3O+] = [OH-] [H3O+] < [OH-] ...3 7 13 . . . 11
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE3. DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DE pH INDICADORES ÁCIDO-BASEComo é sabido a cor de um composto orgânico depende dos comprimentosde onda que este absorve (e transmite ou reflecte) e, estes dependem dasua estrutura.Assim, os indicadores são ácidos ou bases fracas, orgânicos, que, sofrendouma reacção de protólise, alteram a sua estrutura e mudam de cor.Exemplo para um Indicador Ácido HInd + H2O H3O+ + Ind– cor 1 cor 2A cor do indicador vai depender do sentido para o qual o equilíbrio édeslocado. Se adicionarmos um ácido: [H3O+] ↑ evolui a reacção inversa ⇒ cor 1 Se adicionarmos uma base: [H3O+] ↓ evolui a reacção directa ⇒ cor 2 HInd + H2O H3O+ + Ind– K Ind = [H O ] × [Ind ] 3 + e − e [HInd ]e [H3O+] = KInd x [HInd]/[Ind-]O olho humano, de um modo geral, consegue detectar uma alteração de corse, a concentração da espécie que confere uma cor, for no mínimo 10 vezessuperior à outra. [HInd] > 10 x [Ind-] ⇒ cor 1 [HInd] < 10 x [Ind-] ⇒ cor 2 12
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASEAplicando logaritmos: [H3O+] = KInd x [HInd]/[Ind-]-log pH = pKind – log ([HInd]/[Ind-])se [HInd]/[Ind-] = 10 ⇒ pH = pKInd – 1 [HInd]/[Ind-] = 1/10 ⇒ pH = pKInd + 1 pH = pKInd ± 1Este intervalo designa-se por Intervalo de Viragem do Indicador.FenolftaleínaNo laboratório, usam-se vários corantes comoindicadores, como a fenolftaleína, que é incolorem soluções com pH inferior a 8,3 e vermelha(carmim) em soluções com pH superior a 10,0.Na tabela apresentam-se os valores de pKind, cores e zonas de viragempara alguns indicadores, em soluções aquosa com valores diferentes de pH. INDICADOR pKIND Cor Zona de Cor forma ácida Viragem forma alcalina Azul de Timol 2,0 vermelho 1,2 – 2,8 amarelo Vermelho de 5,1 vermelho 4,2 – 6,3 amarelo metilo Tornassol 6,4 vermelho 5,0 – 8,0 Azul Azul de 6,9 amarelo 6,0 – 7,6 azul bromotimol Fenolftaleína 9,1 incolor 8,3 – 10,0 carmim 13
    • Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE4. CÁLCULO DE pH DE ÁCIDOS E BASES FORTESÁCIDO FORTEConsideremos uma solução aquosa de ácido clorídrico, 010 mol/L a 25ºC.Existem 2 equilíbrios:(1) 2H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)(2) HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq) Reacção muito extensa[H3O+]total = [H3O+]1 + [H3O+]2[H3O+]1 ≈ 1,0x10-7 mol/L[H3O+]2 ≈ [HCl][H3O+]total ≈ [H3O+]2 = 0,10 mol/LpH = -log (0,10) = 1,0BASE FORTEPara uma solução aquosa 0,10 mol/L de hidróxido de sódio a 25º C:NaOH (aq) Na+(aq) + OH–(aq) Reacção muito extensa , quase completa[OH–]total = [OH–]base + [OH–]água[OH–]total ≈ [OH–]base = 0,10 mol/LpOH = - log (0,10) = 1,0pH = 14 – 1 = 13 14