Cap 3: Equilíbrio Químico Equilíbrio brioácido-base Prof a Alessandra Smaniotto QMC 5325 - Química Analítica Curso de Graduação em Farmácia Turmas 02102A e 02102B
Íon hidrogênio O íon hidrogênio (H + ) éo íon mais importante nos sistemas biológicos; A [H + ] nas células e líquidos biológicos influencia a velocidade das reações químicas, a forma e função das enzimas, assim como de outras proteínas celulares e a integridade das células; A [H + ] nas células e líquidos biológicos deve estar em torno de 0,4x10-7 mol L -1.
Ácidos e bases Conceito de Arrhenius Ácidoétoda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio (H + ). Ex.: HCl+ H 2 O H 3 O + + Cl - Baseétoda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion hidroxila (OH - ). Ex.: NaOH+ H 2 O Na + + OH -
HCl(aq) + H 2 O(aq) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) HClem água= ácido forte (100% dissociado) NaOH(aq) + H 2 O(aq) Na + (aq) + OH - (aq) NaOH em água= base forte (100% dissociada) Íon H + em água: Emágua, H + (aq) forma clusters. O cluster maissimples H 3 O + (aq). Usa-se ouh + (aq) ouh 3 O + (aq). Clusters H 5 O 2 + Clusters H 9 O 4 +
Em 1923, dois químicos, J. N. Brønstedda Dinamarca, e J. M. Lowry da Inglaterra, propuseram independentemente uma teoria sobre o comportamento ácido-base que éparticularmente útil na química analítica. Definição: Ácido é uma substância capaz de doar prótons Base é um substância capaz de receber prótons Um aspecto importante do conceito de Brønsted-Lowryéa ideia de que quando a espécie ácido cede um próton, a espécie base é formada, como mostrado pela reação: Ácido base + próton Um ácido que tenha doado um próton torna-se uma base conjugada capaz de aceitar um próton para regenerar o ácido original.
Similarmente, toda base produz um ácido como resultado de aceitar um próton, ou seja: Base + próton ácido Uma base que tenha recebido um próton torna-se um ácido conjugado capaz de doar um próton para regenerar o ácido original. H 2 O + HNO 2 H 3 O + + NO 2 - Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - Base1 Ácido2 Ácido1 Base2
Conceito de Lewis Ácidos e bases não precisam conter prótons; Ácidos são aceptores de pares de elétrons e bases são doadores. H + (aq) + :OH - (aq) H 2 O ácido de Lewis: aceptor pares de elétrons base de Lewis: doador de pares de elétrons Fe 3+ (aq) + SCN - (aq) [FeSCN] 2+( aq) ácido de Lewis: recebe base de Lewis: doa pares de pares de elétrons elétrons H 3 N + BF 3 H 3 N:BF 3 base de Lewis ácido de Lewis
H 2 O nas definições de Arrhenius, Lewis e Bronsted-Lowry Lewis Bronsted - Lowry Ácido Base Aceita pares de elétrons Doa pares de elétrons H + (aq) + :OH - (aq) H 2 O Doa próton [H + ] =[H 3 O + ] Aceita um próton [H + ] =[H 3 O + ] H 2 O + H 2 O H 3 O + (aq) + OH - (aq) b2 a2 a1 b1 Arrhenius Produzem íons H 3 O + (H + ) = dissolvidos em H 2 O Produzem íons OH - = dissolvidos em H 2 O
Espécies anfipróticas As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas e básicas são chamadas anfipróticas. Um exemplo éo íon diidrogenofosfato, H 2 PO 4-, que se comporta como uma base na presença de um doador de próton como o H 3 O + e se comporta como um ácido na presença de um receptor de prótons como o OH - : H 2 PO - 4 + H 3 O + H 3 PO 4 + H 2 O Base1 ácido2 Ácido1 base2 H 2 PO - 4 + OH - HPO 2-4 + H 2 O Ácido1 base2 Base1 ácido2
Os aminoácidos simples são uma classe importante de compostos anfipróticos que contêm tanto grupos funcionais de um ácido fraco quanto de uma base fraca; Quando dissolvido em água, um aminoácido como a glicina sofre uma reação interna do tipo ácido-base para produzir um zwitterion uma espécie que possui tanto uma carga positiva quanto uma carga negativa. NH 2 CH 2 COOH NH 3+ CH 2 COO - glicina zwitterion
Solventes anfipróticos Comportam-se como ácidos na presença de solutos básicos e como bases diante de solutos ácidos. NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 HNO 2 + H 2 O H 3 O + + NO 2 - ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 Água é um solvente anfiprótico
Outros solventes anfipróticos: Metanol, etanol, ácido acético anidro NH 3 + CH 3 OH NH 4 + + CH 3 O - Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 HNO 2 + CH 3 OH CH 3 OH + 2 + NO - 2 Ácido 2 Base1 Ácido 1 Base 2
Autoprotólise ou auto-ioniza ionização Os solventes anfipróticos sofrem autoprotólise; Envolve a reação espontânea de moléculas de uma substância para formar um par de íons: Base1 + Ácido 2 Ácido 1 + Base 2 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - CH 3 OH + CH 3 OH CH 3 OH 2+ + CH 3 O - Autoprotólise da água é pequena à temperatura ambiente [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 mol L -1
Força de ácidos e bases Ácidos fortes reagem completamente com o solvente, não deixando moléculas do soluto não dissociadas; Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ou seja, possuem alto grau de dissociação α 1; A força do ácido é inversamente relacionada com a força da sua base conjugada; quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada.
Ácido forte Ácido fraco HClO 4 + H 2 O H 3 O + + ClO - 4 HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - H 3 PO 4 + H 2 O H 3 O + + H 2 PO 4 H 3 COOH + H 2 O H 3 O + + H 3 COO - H 2 PO - 4 + H 2 O H 3 O + + HPO = 4 NH + 4 + H 2 O H 3 O + + NH 3 Base fraca Base forte
Solvente nivelador e solvente diferenciador A tendência de um solvente de aceitar ou doar prótons determina a força do soluto ácido ou básico dissolvido nele. Por exemplo, os ácidos perclórico e clorídrico são ácidos fortes em água; Se o ácido acético anidro, um receptor de prótons mais fraco, substituir a água como solvente, nenhum desses ácidos sofrerá uma dissociação total; O ácido perclóricoé, entretanto, consideravelmente mais forte que o ácido clorídrico nesse solvente, com sua dissociação sendo cerca de 5 mil vezes maior; Em um solvente diferenciador, vários ácidos se dissociam em níveis diferentes e têm forças diferentes; Em um solvente nivelador, vários ácidos dissociam-se completamente e exibem a mesma força.
HCl e HClO 4 H 2 O Ácido forte (dissociação completa) Solvente nivelador Vários ácidos dissociamse completamente e exibem a mesma força Solvente CH 3 COOH (receptor e-mais fraco) Ácidos fracos (dissociação parcial) HClO 4 >>>>HCl(5000x) Solvente diferenciador Vários ácidos dissociam-se em níveis diferentes e têm forças diferentes
Produto Iônico da água,, K W base ácido 1 2 ácido 1 base 2 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - K H O OH + 3 2 = w 3 [ H O] 2 + K = H O OH Obs: em soluções diluídas, [H 2 O] émuito maior do que a concentração de espécies químicas em solução.
Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da concentração de H 3 O + tomado com o sinal negativo. ph = log 1/[ H O ] ph = log[ H O ] + + 10 3 3 Usado porque a maioria das concentrações são menores que 1 mol L -1; 10-1 a 10-13 mol L -1 (faixa comum em titulações) K H O OH w + = 3 ph + log Kw = log H3O OH + log K = ( log[ H ]) + ( log[ OH ]) w pk = ph + poh w Obs: ph + poh= 14a 25 C
Escala de ph NaOH, 0,1mol/L mais básico mais ácido leite de magnésia bórax água do mar sangue, lágrimas leite saliva chuva café preto vinho tomate vinagre suco de limão suco gástrico amônia
ph xhomeostasia Equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo; O organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, consequentemente, o ph sanguíneo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia. Acidose ph do Sangue Arterial ph normal Alcalose 7,0 7,4 7,8 Faixa de sobrevida
ph dos Líquidos L Corporais Concentração de H + em meq/l ph Líquido Extracelular Sangue arterial 4.0 x 10-5 7.40 Sangue venoso 4.5 x 10-5 7.35 Líquido Intersticial 4.5 x 10-5 7.35 Líquido Intracelular 1 x 10-3 a 4 x 10-5 6.0 a 7.4 Urina 3 x 10-2 a 1 x 10-5 4.5 a 8.0 HCl gástrico 160 0.80