Universidade Federal de Juiz de Fora
Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
Disciplina
Química das Soluções QUI084
I semestre 2017
AULA 01
Equilíbrio Ácido-base
Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos Downloads aulas: http://www.ufjf.br/nupis/disciplinas
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Bibliografia 1 – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay e Bruce E. Bursten, Química: A ciência central, 9a edição, Editora Pearson Prentice Hall, 2005.
2 – Arthur Israel Vogel, Química Analítica Qualitativa, Mestre Jou, 5a
edição, 1981.
3 – Daniel C. Harris, Análise Química Quantitativa, Editora LTC, 5a
edição, 2001.
4 - Skoog, D. A, West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. Fundamentos
de Química Analítica, Editora Thomson, tradução da 8ª edição, 2006.
Equilíbrio Ácido - Base
O comportamento dos ácidos e das bases é muito importante em todas as áreas da
Química e em outras áreas das ciências.
Processos industriais,
Laboratoriais,
Biológicos
Efeito do pH - O pH do meio é um parâmetro extremamente importante para muitas
reações em Química Analítica.
Conceitos,
Principais propriedades,
Força relativa de ácidos e bases,
Cálculo de pH em soluções
Revisão Ácido – Base
Relacionou o caráter ácido a presença do íon “H+”
Relacionou o caráter básico a presença do íon “OH-”
Conceito Limitado e restrito a soluções aquosas
S.ARRHENIUS (s.IX): Ácidos são substâncias que o produto de
dissociação em água incluem íons H+. Bases são substâncias que o
produto de dissociação em água incluem íons OH-.
Bronsted (Dinamarca) e Lowry (Inglaterra) propuseram de forma
independente uma teoria ácido-base mais ampla.
Transferência do íon “H+” entre duas Substâncias;
Conceito mais utilizado em Química Analítica.
J. N. BRONSTED (1923) e J.M. LOWRY (1923): Ácidos são
substâncias capazes de doar um próton em uma reação química. Bases
são substâncias capazes de receber um próton em uma reação
química.
1. O íon H+ em Água
O íon H+ é um próton sem elétrons.
Em água, o H+ (aq) forma aglomerados.
O íon H+ interage com os pares de elétrons não ligantes das moléculas da H2O
para formar os íons de hidrogênio hidratos: íon Hidrônio
2. Possíveis estruturas para o íon hidrônio
H3O+
O aglomerado mais simples é formado pela interação de um
próton com uma molécula de H2O.
Geralmente usamos H+ (aq) e H3O+(aq) de maneira intercambiável.
Hidrogênio tem: Um próton;
Um elétron;
Nenhum nêutron.
CONCEITO BRONSTED & LOWRY
H5O2+
H9O4+
(H2O)21H+
Possíveis estruturas para o
íon hidrônio:
(a) H9O4+
Observada em sólidos e pode ser
uma espécie importante em
soluções aquosas
(b) (H2O)21H+
3. REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTON
Conceito de transferência de prótons pode ser aplicado a outros meios outros,
outros solventes, inclusive aquoso.
Para uma molécula se comportar como ácido (doar H+) é necessário da
presença da molécula que atue como base (receptora H+)
ÁCIDO
Deve ter um átomo de H
Doa H+
BASE
Deve ter um par de elétrons não ligante
Recebe H+
Não precisa conter OH-
A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base.
As substâncias que
podem se comportar
tanto como ácidos
quanto como bases são
denominadas anfóteras
ou anfipróticas.
Ex1. HA (aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-
(aq)
(ácido) (base)
Ex2. B (aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-
(aq)
(base) (ácido)
4.PAR ÁCIDO E BASE CONJUGADO
Um ácido doa próton apenas na presença de um receptor de próton. Assim
como, uma base só recebe próton somente diante de um doador de próton.
O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é
chamado de sua base conjugada.
O que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é
chamado de um ácido conjugado.
Ácido hipotético representado por HA
HA (aq) + H2O (l) A - (aq) + H3O
+(aq)
Um par de substâncias que diferem apenas pela presença de um próton na
estrutura é chamado de par ácido-base conjugado
Exemplos????
HA (aq) + H2O (l) A-
(aq) + H3O+(aq)
Após a H2O (base) receber um próton, ela é
convertida em H3O+ (ácido)
“HÁ” e o “A-“
Par ácido-base
Conjugado.
H2O e o H3O+
Par ácido-base
Conjugado.
Forças relativas de alguns
pares ácido-base conjugados.
Após o HA (ácido) perder seu próton ele é
convertido em A-(base).
A extensão com que a reação ocorre depende das tendências relativas dos
dois ácidos de doar um próton ou das duas bases em receber o próton.
Substâncias que possuem ambas propriedades ácidas e básicas. Podem se
comportar como ácido ou com base dependendo do meio.
Ex.: H2PO4-, HCO3
-, H2O
Solventes anfipróticas: Solventes que dependendo do meio
apresentam comportamento ácido ou básico.
Solvente prótico: Solventes que apresentam H+ reativo
Todo solvente prótico sofre auto protólise.
Solvente aprótico: Solventes que não apresentam H+ reativo.
Auto protólise ou Auto ionização: Reação espontânea entre
moléculas de uma mesma substância para formar par de íons.
SUBSÂNCIAS ANFIPRÓTICAS
2
2
3
OH
OHOHK
EQ
OHOHOHK
EQ 3
2
2
OHOHKw
3
AUTO PROTÓLISE DA ÁGUA
A água é um eletrólito tipicamente fraco. Do ponto de vista da Teoria de
BRÖNSTED, pode sofrer reação de auto dissociação ou auto protonação,
representada por:
2 H2O (l) H3O+
(aq) + OH-(aq)
kw = 1,008 X 10-14 (25C)
kw 1,00 X 10-14 (25C)
Ácidos e Bases de Lewis
Ácido de Lewis
Receptor de par de elétrons
Base de Lewis
Doador de par de elétrons
Os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons.
Consequentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de
ácidos e bases.
Os ácidos de Lewis geralmente têm um octeto incompleto. Um
orbital vazio para o qual os pares de elétrons possam ser doados.
Ex. NH3 + H 2O NH4+ + OH -
Concentração de H3O+ & Escala de pH
Na maioria das soluções aquosas diluídas, a concentração da água é
grande ([H2O]) e a concentração do íon hidrônio ([H3O+]) é bem
pequena.
Na água pura a 25 C: [H3O+] = 1,00 10-7 mol/L
[OH-] = 1,00 10-7 mol/L
Na maioria das soluções os valores de [H3O+] e de [OH-] são muito
pequenos. Expressar estes valores em números decimais positivos, que
variam de 0 a 14, facilita a manipulação dos mesmos.
pH é o logaritmo negativo da concentração de [H3O+]
Concentração entre [ ] é expressa em “mol/L”
Kw = [H3O+] · [OH-] pKw = pH + pOH
14 = pH + pOH (25 C)
pH = - log [H3O+]
SÖRENSEN estabeleceu, em 1926,
a atual escala de pH, baseada no
valor da constante de dissociação
ou auto-protonação da água.
Escala de pH
Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00.
Em soluções ácidas, [H3O+] > 1,0 10-7 mol/L (pH < 7,00)
Em soluções básicas, [H3O+] < 1,0 10-7 mol/L (pH > 7,00)
Quanto maior o valor do pH, menor é o valor pOH e mais básica é a
solução ou mais básico será o meio.
Na prática os valores de pH situam-se na faixa de 0 a 14, porém não há
limites para valores teóricos. Ex: Qual o pH da solução [H3O+] = 10 mol/L?
Força dos ácidos e Bases
Tanto os ácidos quanto as bases são classificados em fortes e fracos
dependendo se eles se dissociam completamente ou parcialmente para
produzir H3O+ e OH- quando considerada a sua reação com o solvente.
Há um faixa continua de possibilidades para uma reação ser considerada
“parcial”. Não há uma distinção nítida, ou seja, um limite entre fraco e forte.
Algumas Substâncias reagem de forma tão completamente, que são facilmente
classificadas como ácidos ou bases fortes e por, convenção todos os outros
são considerados fracos.
ÁCIDOS FORTES
Ex. Considere a solução aquosa de HNO3: HNO3(aq) H+
(aq) + NO3-(aq)
Inicial 0,1 mol/L 0 0
Equilíbrio 0 0,1 mol/L 0,1 mol/L
A constante de equilíbrio para a reação é grande e praticamente não existe
HNO3 não dissociado em solução.
Concentração é a relação entre
quantidade do ácido e o volume da solução
A Força do ácido está relacionada a
capacidade de doar prótons
Ácidos Fortes: Encontram-se completamente dissociados em solução aquosa. Não
restam moléculas do ácido não dissociadas. O equilíbrio da reação está totalmente
deslocado no sentido dos produtos. Ex: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HClO3 e H2SO4.
BASES FORTES
Considere a solução aquosa de NaOH: NaOHaq) Na+
(aq) + OH-(aq)
Inicial 0,1 mol/L 0 0
Equilíbrio 0 0,1 mol/L 0,1 mol/L
A constante de equilíbrio para a reação é grande e praticamente não existe
NaOH não dissociado em solução.
Concentração é a relação entre
quantidade da base e o volume da solução
A Força da base está relacionada a
capacidade de receber prótons
Bases Fortes: Encontram-se completamente dissociadas em solução aquosa. Não restam
moléculas da base não dissociadas. O equilíbrio da reação está totalmente deslocado no
sentido dos produtos formando OH-.
As bases fortes mais comuns incluem hidróxidos de metais alcalinos, alcalinos terrosos e
amônio quaternário. Ex: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, R4NOH, etc.
HA
AOHK
a
3HA(aq) + H2O(l) H3O
+ (aq) + A-
(aq)
HA
AHK
a
HA(aq) H+
(aq) + A-(aq)
ÁCIDOS FRACOS
Considere a solução aquosa de um ácido fraco representado por HA:
Ou simplesmente,
A constante de equilíbrio, denominada Constante de dissociação do ácido e
representada por Ka, é pequena para a reação.
Exemplos de ácidos fracos?
Ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. Reagem com o solvente (H2O)
doando um próton. Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução em
quantidades significativas (par ácido e base conjugado). Consequentemente, os ácidos
fracos estão em equilíbrio.
B
OHBHK
b
B(aq) + H2O(l)
BH+ (aq) + OH-
(aq)
BASES FRACAS
Considere a solução aquosa de uma base fraca representada por B:
A constante de equilíbrio, denominada Constante de dissociação da base e
representada por Kb, é pequena para a reação.
Exemplos de bases fracas?
Bases Fracas são apenas parcialmente ionizadas em solução. Reagem com o solvente (H2O)
retirando um próton. Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes, com
quantidades significativas de ambos.
Relação entre Ka e Kb de ácidos e bases fracas
Para um par ácido e base conjugado: Kw = Ka Kb
Ex. Demostre que a relação Kw = Ka Kb é válida para um par ácido e base
conjugado em solução aquosa.
Tanto o ácido como a base do par ácido e base conjugado são fracos.
Quanto maior o Ka, menor será o Kb e a recíproca é verdadeira.
Tomando o negativo dos logaritmos ( “p = -log”): pKw = pKa + pKb
Exemplos?
pH = -log a H3O+ = -log [H3O
+]·
H3O+
pH = -log [H3O+]
Equilíbrio Ácidos e Bases Fortes
1. Cálculo pH em solução de ácido forte;
Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma
solução aquosa de HNO3 0,10 mol/L:
HNO3(aq) H+(aq) + NO3
-(aq)
Inicial 0,10 mol/L - -
Equilíbrio - 0,10 mol/L 0,10 mol/L
pH = -log a H3O+ = -log [H3O
+]· H3O+
Atividade e Coeficiente de Atividade
A atividade (a ) de um espécie está relacionada a sua concentração (mol/l) e por
parâmetro chamado coeficiente de atividade (): a x = [x ]· x
Coeficiente de atividade () representa
a medida da efetividade com que uma
espécie influência em um equilíbrio no
qual é participante.
Soluções diluídas a força iônica é mínima e o
coeficiente de atividade tende a 1 e a
Atividade é aproximadamente igual a
concentração mol/L.
= 1 a x = [x ]
Atividade (a ) é utilizada para contabilizar os efeitos de eletrólitos sobre os equilíbrios químicos.
A atividade ou concentração efetiva, de uma espécie X depende da força iônica do meio.
pH = -log a H3O+ = -log [H3O
+]
Equilíbrio solução aquosa:Ácidos e Bases Fortes
[ ], A concentração expressa entre colchetes representa a concentração (mol/L) no
equilíbrio da solução.
Ca é chamada de Concentração analítica, representa a quantidade real de uma
substância adicionada em um determinado solvente para formar uma solução de
concentração conhecida “Ca”.
1. Cálculo pH em solução de ácido forte; Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma solução aquosa de HNO3
0,10 mol/L:
HNO3(aq) H+(aq) + NO3
-(aq)
Inicial 0,10 mol/L - -
Equilíbrio - 0,10 mol/L 0,10 mol/L
pH = - log [H3O+]
[H3O+] = [NO3
-] = Ca HNO3
pH = -log Ca = -log 0,10
pH = 1,00
Ca HNO3 = 0,10 mol/L
(Quantidade total de HNO3 presente na solução)
Concentrações no equilíbrio (desprezando auto ionização da H2O):
[H3O+] [NO3
-] = 0,10 mol/L
Equilíbrio solução aquosa:Ácidos e Bases Fortes
[ ], A concentração expressa entre colchetes representa a concentração (mol/L) no
equilíbrio da solução.
Ca é chamada de Concentração analítica, representa a quantidade real de uma
substância adicionada em um determinado solvente para formar uma solução de
concentração conhecida “Ca”.
1. Cálculo pH em solução de base forte; Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma solução aquosa de NaOH
0,20 mol/L:
NaOH(aq) Na+(aq) + OH-
(aq)
Inicial 0,20 mol/L - -
Equilíbrio - 0,20 mol/L 0,20 mol/L
pOH = - log [OH-]
[Na+] = [OH-] = Ca NaOH
pOH = -log Ca = -log 0,20
pOH = 0,698
Ca HNO3 = 0,20 mol/L
(Quantidade total de NaOH presente na solução)
Concentrações no equilíbrio (desprezando auto ionização da H2O):
[Na+] [OH-] = 0,20 mol/L
Se a concentração do ácido forte (Ca) ou da base forte (Ca) for:
1) Ca 10-6 mol/L - Cálculo simplificado:
pH = -log Ca ácido forte ou pOH = -log Ca Base forte
2) Ca 10-8 mol/L - Equilíbrio da auto ionização da água.
3) 10-6 mol/L Ca 10-8 mol/L – Efeito da auto-ionização do
solvente e do ácido ou da base são comparáveis – cálculo sistemático
Considerações sobre cálculo de pH em
soluções de ácidos e bases fortes:
AHA
A
BHB
BH
Ca
x
Grau de Dissociação
Grau de dissociação do ácido é a fração do ácido fraco (HA) que se encontra
forma dissociada (A-)
Grau de dissociação () da base é a fração da base fraca (B) que se encontra
forma dissociada (BH+)
Fração dissociada do ácido fraco ()
Fração dissociada da base fraca ()
Grau de Dissociação – Ácidos e bases fracas
O erro introduzido pela consideração de que [H3O+] Ca do ácido fraco (HA)
aumenta à medida que a concentração molar do ácido torna-se menor e sua constante
de dissociação se torna maior.
Concentração do eletrólito O grau de dissociação de um eletrólito fraco
aumenta com a diluição da solução.
Constante de Dissociação Quanto maior K, mais forte é o eletrólito, e
mais dissociado, em toadas as concentrações.
Grau de Dissociação
Skoog, D. A, West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica, Editora Thomson, tradução da 8ª edição, 2006
Erro Introduzido
pela aproximação
que considera que a
concentração de
H3O+ é pequena
quando comparada
com a concentração
do ácido fraco
([H3O+] Ca)
X = [H3O+]
XCa
XK
a
2
A previsão quanto a validade da simplificação pode ser realizada pelo
calculo da razão ente Ca e Ka do ácido fraco ou Ca e Kb da base fraca.
a
K
Ca
Exercícios
Ex1. Calcule o pH de uma solução 0,10 mol/L de CH3COOH. Dado Ka = 1,8 10-5.
Ex2. Qual o pH de uma solução 0,0010 mol/L de CH3COOH. Dado Ka = 1,8 10-5. Qual
a fração do ácido ionizado?
Ex3. Uma solução 0,10 mol/L de um ácido fraco mono pórtico apresenta pH = 2,38 a
25 C. Qual o valor da constante de dissociação (Ka) deste ácido?
Ex4. Calcular o pH de uma solução de NH3 0,0750 mol/L. Dado Ka NH4+ = 5,7 10-10.
Ex5. Calcular o pH de uma solução de NH3 0,0010 mol/L. Dado Ka NH4+ = 5,7 10-10.
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