FCAV/ UNESP EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

FCAV/ UNESP EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE Prof a. Dr a. Luciana M. Saran 1

Tópicos da Aula: Substâncias que interferem no equilíbrio químico da água; Equilíbrio ácido-base; Soluções ácidas, neutras e alcalinas; Escala de ph; Solução tampão. 2

1. ÁCIDOS E BASES 1.1. Conceito de Arrhenius Ácido: substância que em meio aquoso libera íons H + (ou H 3 O + ). Químico sueco Svante Arrhenius (1859 1927). Prêmio Nobel em 1903. Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 3

Exemplos: HCl: ácido clorídrico HBr: ácido bromídrico HI: ácido iodídrico HNO 3 : ácido nítrico H 2 SO 4 : ácido sulfúrico HClO 4 : ácido perclórico H 3 PO 4 : ácido fosfórico 4

Ionização do HCl: um ácido monoprótico. HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Ionização do H 2 SO 4 : um ácido diprótico. Primeira Etapa: H 2 SO 4 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + HSO 4 -(aq) Segunda Etapa: HSO 4 -(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + SO 4 2-(aq) 5

Ácidos Fortes: ionizam-se completamente. Os principais são: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HClO 4 e HNO 3. Ácidos Fracos: ionizam-se parcialmente. Os seguintes ácidos são exemplos de ácidos fracos: HNO 2 (ácido nitroso), H 3 PO 4 (ácido fosfórico), HCN (ácido cianídrico) e H 2 CO 3 (ácido carbônico). 6

Correlações entre a Estrutura Molecular e a Força dos Ácidos. Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 477. 7

Base: substância que em meio aquoso libera íons OH - (hidroxila). Exemplos: NaOH: hidróxido de sódio Químico sueco Svante Arrhenius (1859 1927). KOH: hidróxido de potássio Prêmio Nobel em 1903. Ca(OH) 2 : hidróxido de cálcio Mg(OH) 2 : hidróxido de magnésio NH 3 : amônia 8

Bases Fortes Mais Comuns: NaOH, Ca(OH) 2, KOH e Ba(OH) 2. Exemplos de Bases Fracas: NH 3, C 6 H 5 NH 2 (anilina), CH 3 NH 2 HONH 2 (hidroxilamina). Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 9

Reação de Dissociação do NaOH: NaOH(aq) Na + (aq) + OH - (aq) Reação de Dissociação do Ca(OH) 2 : Ca(OH) 2 (aq) Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq) 10

EXEMPLOS DE HIDRÓXIDOS ANFÓTEROS Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 119. 11

1.2. Conceito de Bronsted-Lowry Mais abrangente do que o de Arrhenius. Ácido: espécie química capaz de doar íons H +. Exs.: HCl, NH 4+, HS -. Johannes Nicolaus Bronsted (1874-1936) Thomas Martin Lowry (1874-1936) Base: espécie química capaz de receber íons H +. Exemplos: NH 3, CN -, S 2-. Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 12

EXERCÍCIO 1: Escreva a fórmula para a base conjugada de cada ácido. a) H 2 SO 4 b) H 3 BO 3 c) HI d) H 3 O + e) NH 4 + f) HPO 4 2-13

EXERCÍCIO 2: Escreva a fórmula para o ácido conjugado de cada base. a) OH - b) HS - c) NH 3 d) C 6 H 5 O - e) CO 3 2- f) HCO 3-14

1.3. O Conceito de Lewis de Ácidos e Bases Baseia-se no compartilhamento de pares de e - entre ácido e base. Ácido de Lewis: substância capaz de aceitar um par de elétrons de outro átomo para formar uma nova ligação. Base de Lewis: substância capaz de doar um par de elétrons a outro átomo para formar uma nova ligação. 15

Exemplos de Reações Ácido-Base, Segundo o Conceito de Lewis Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 116. 16

Exemplo de Reação Ácido-Base, Segundo o Conceito de Lewis Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 117. 17

Exemplo de Reação Ácido-Base, Segundo o Conceito de Lewis Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 116. 18

IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS De maneira geral um ácido fraco, como por exemplo o ácido hipotético HA, ioniza-se conforme representado abaixo: HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + A - (aq) Para o equilíbrio acima vale a seguinte expressão da constante de equilíbrio, K a : K a [ H O ].[ A [ HA] 3 K a é a constante de ionização do ácido. O seu valor é dependente da temperatura. ] 19

Exemplo: Numa solução aquosa de ácido acético, CH 3 COOH, um ácido fraco, temos: CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) Para a ionização do CH 3 COOH é válida a seguinte expressão para o cálculo de K a : [ H3O ].[ CH3COO [ CH COOH] K a 3 K a (CH 3 COOH) = 1,75x10-5 (a 25 o C) ] 20

Quanto menor o valor de K a, mais fraco é o ácido. pk a = - log K a No caso de ácidos polipróticos, ou seja, para aqueles ácidos que apresentam mais de um hidrogênio ionizável, a ionização ocorre em etapas e para cada etapa há uma constante de equilíbrio. Exemplo: ionização do ácido fosfórico, a 25 o C. H 3 PO 4 (aq) H + (aq) + H 2 PO 4- (aq) K a1 = 7,5x10-3 H 2 PO 4- (aq) H + (aq) + HPO 4 2- (aq) K a2 = 6,2x10-8 HPO 4 2- (aq) H + (aq) + PO 4 3- (aq) K a3 = 1,0x10-12 21

Força do Ácido Aumenta pk a aumenta Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 101. 22

K a e respectivo pk a de alguns ácidos a 25 o C. Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 471. 23

EXERCÍCIO 3: Em cada par a seguir, selecione o ácido mais forte. a) Ácido pirúvico (pk a = 2,49) ou ácido lático (pk a = 3,08); b) Ácido cítrico (pk a = 3,08) ou ácido fosfórico (pk a = 2,10); c) Ácido benzóico (K a = 6,5x10-5 ) ou ácido lático (K a = 8,4x10-4 ); d) Ácido carbônico (K a =4,3x10-7 ) ou ácido bórico (K a =7,3x10-10 ). 24

IONIZAÇÃO DE BASES FRACAS De maneira geral uma base fraca, como por exemplo a base hipotética BOH, ioniza-se conforme representado abaixo: BOH(aq) B + (aq) + OH - (aq) Para o equilíbrio acima vale a seguinte expressão da constante de equilíbrio, K b : K b [ B ].[ OH [ BOH] ] K b é a constante de ionização da base. O seu valor édependente da temperatura. Quanto menor o valor de K b, mais fraca é a base. (pk b = - log K b ) 25

Exemplo: Numa solução aquosa de amônia, NH 3, uma base fraca, temos: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 +(aq) + OH - (aq) Para a ionização da amônia é válida a seguinte expressão para o cálculo de K b : K b [ NH4 ].[ OH [ NH ] 3 ] K b (NH 3 ) = 1,75x10-5 (a 25 o C) 26

K b e respectivo pk b de algumas bases a 25 o C. Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 472. 27

ESCALA DE ph Água Pura: considerada, em geral, não condutora de eletricidade. Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas que a água apresenta uma condução pequena de eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é: H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) ou H 2 O(l) H + (aq) + OH - (aq) 28

ESCALA DE ph A água pura é neutra, pois apresenta concentrações iguais de H 3 O + e OH -. Condições para que uma solução seja considerada ácida, neutra ou alcalina (básica): se [H 3 O + ] = [OH - ] a solução é neutra; se [H 3 O + ] > [OH - ] a solução é ácida; se [H 3 O + ] < [OH - ] a solução é alcalina ou básica. 29

ESCALA DE ph Na água pura, a 25ºC, as concentrações de H 3 O + e de OH - correspondem a 1,0x10-7 mol/l. Assim: ph = - log [H 3 O + ] = - log 1,0x10-7 ph = 7,00 Consequentemente: Soluções neutras exibem ph = 7,00 Soluções ácidas exibem ph < 7,00 Soluções básicas ou alcalinas apresentam ph > 7,00 30

Outras equações importantes: [H 3 O + ] = 10 -ph poh = - log [OH - ] [OH - ] = 10 -poh ph + poh = 14 (a 25 o C) 31

DETERMINAÇÃO DO ph Determinação Colorimétrica 32

DETERMINAÇÃO DO ph Determinação Potenciométrica 33

EXERCÍCIO 4: A seguir, são apresentadas as faixas de ph para vários materiais biológicos humanos. A partir do ph no ponto médio de cada faixa, calcule para cada material: I) a [H 3 O + ]; II) o poh; III) a [OH - ]. a) Leite, ph 6,6 7,6 b) Fluido espinhal, ph 7,3 7,5 c) Saliva, ph 6,5 7,5 d) Urina, ph 4,8 8,4 e) Plasma sangüíneo, ph 7,35 7,45 f) Fezes, ph 4,6 8,4 g) Bile, ph 6,8 7,0 34

2. SAIS Compostos iônicos que contêm cátion proveniente de uma base e ânion proveniente de um ácido. Exs.: NaCl e Na 2 SO 4. HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) H 2 SO 4 (aq) + 2NaOH(aq) Na 2 SO 4 (aq) + 2H 2 O(l) 35

Exemplos de Reações de Neutralização Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 36

EXERCÍCIO 5: Equacione a reação do HCl com cada um dos compostos a seguir: a) Na 2 CO 3 ; b) NaOH; c) NH 3 ; d) CH 3 NH 2 ; e) NaHCO 3. 37

2.1. Sais de Ácidos Fortes e Bases Fortes: formam-se a partir da reação de um ácido forte com uma base forte. Têm caráter neutro. Exemplos: Cloreto de Sódio, NaCl Cloreto de Potássio, KCl Nitrato de Sódio, NaNO 3 Brometo de Potássio, KBr Perclorato de Sódio, NaClO 4 A dissolução desses sais em água resultará em uma solução neutra, ou seja, que apresentará ph = 7,00. 38

2.2. Sais de Ácidos Fracos e Bases Fortes: formam-se a partir da reação de um ácido fraco com uma base forte. Têm caráter básico ou alcalino. Exemplos: Acetato de Sódio, NaCH 3 COO Cianeto de Potássio, KCN Nitrito de Sódio, NaNO 2 Fosfato de Sódio, Na 3 PO 4 Bicarbonato de Sódio, NaHCO 3 A dissolução desses sais em água resultará em uma solução alcalina, ou seja, que apresentará ph >7,00. 39

JUSTIFICATIVA: O ânion desse tipo de sal sofre hidrólise, isto é, reage com a água produzindo OH -. Exemplo: dissolução do NaHCO 3 em água. NaHCO 3 (s) + H 2 O(l) Na + (aq) + HCO 3 -(aq) (Base) Reação de Hidrólise: HCO 3 -(aq) + H 2 O(l) H 2 CO 3 (aq) + OH - (aq) 40

2.3. Sais de Ácidos Fortes e Bases Fracas: formam-se a partir da reação de um ácido forte com uma base fraca. Têm caráter ácido. Exemplos: Cloreto de Amônio, NH 4 Cl Nitrato de Amônio, NH 4 NO 3 A dissolução desses sais em água resultará em uma solução ácida, ou seja, que apresentará ph < 7,00. 41

JUSTIFICATIVA: O cátion desse tipo de sal sofre hidrólise, isto é, reage com a água produzindo H + ou H 3 O +. Exemplo: dissolução do NH 4 Cl em água. NH 4 Cl(s) + H 2 O(l) NH 4 +(aq) + Cl - (aq) (Ácido) Reação de Hidrólise: NH 4 +(aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) 42

EXERCÍCIO 6: Qual das soluções a seguir será mais ácida, ou seja, qual terá o ph mais baixo? a) CH 3 COOH(aq) 0,10 mol L -1 ou HCl(aq) 0,10 mol L -1? b) NaCl(aq) 0,10 mol L -1 ou NH 4 Cl(aq) 0,10 mol L -1? c) Aspirina (pk a = 3,47) 0,10 mol L -1 ou ácido acético 0,10 mol L -1? 43

3. Solução Tampão Por que a adição de 0,01 mol de HCl à 1L de sangue humano, altera o ph do mesmo em apenas 0,1 unidade? O que ocorre com o ph da água pura: ao adicionarmos 0,01 mol de HCl/ L de água? ou ao adcionarmos 0,01 mol de NaOH/ L de água? 44

ADIÇÃO DE HCl E NaOH À ÁGUA PURA O ph da água pura é 7,0 (a). A adição de 0,01 mol de HCl a 1 L de água pura faz o ph baixar para 2,00 (b). A adição de 0,01 mol de NaOH a 1 L de água pura faz o ph subir para 12,00 (c). 45 (a) ph 7,00 (b) ph 2,00 (c) ph 12,00

EFEITO DA ADIÇÃO DE ÁCIDO A UM TAMPÃO No Erlenmeyer: solução tampão de ph 7,40, (o mesmo ph do sangue humano) + verde de bromocresol (um indicador ácido-base, que é azul em ph 7,40). Em (a): solução tampão de ph 7,40 + verde de bromocresol + 5,00 ml de HCl 0,1 mol L -1. Em (b): água pura + verde de bromocresol + 5,00 ml de HCl 0,10 mol L -1. 46 (a) ph 7,40 6,75 (b) ph 7,00 3,02

3. Solução Tampão Um tampão ou solução tampão é uma solução cujo ph varia muito pouco quando pequenas quantidades de íons H 3 O + e OH - são adicionadas a ela. Composição: em geral, os tampões são constituídos por quantidades aproximadamente iguais de um ácido fraco e sua base conjugada. 47

3. Solução Tampão EXEMPLO: a dissolução de 1,0 mol de ácido acético (um ácido fraco) e 1,0 mol de sua base conjugada (na forma de acetato de sódio, CH 3 COONa) em 1,0 L de água, resultará numa solução tampão, na qual está presente o equilíbrio a seguir. 48

3.1. Mecanismos de Ação de um Tampão Consideremos como exemplo um tampão de ácido acéticoacetato de sódio. Comportamento do tampão frente a adição de um ácido, como por exemplo HCl: Os íons H 3 O + adicionados vão reagir com os íons CH 3 COO - e serão removidos da solução. 49

3.1. Mecanismos de Ação de um Tampão Consideremos como exemplo um tampão de ácido acéticoacetato de sódio. Comportamento do tampão frente a adição de uma base, como por exemplo NaOH: Os íons OH - adcionados vão reagir com as moléculas de CH 3 COOH e serão removidos da solução. 50

3.2. Capacidade Tamponante A capacidade tamponante é a quantidade de íons hidrônio ou hidróxido que um tampão pode absorver sem uma mudança significativa em seu ph. A capacidade tamponante de uma solução tampão depende: - do ph relativo ao seu pk a ; - da concentração do tampão. 51

3.2. Capacidade Tamponante 3.2.1. Influência do ph: Quanto mais próximo o ph do tampão estiver do pk a do ácido fraco, melhor a capacidade tamponante da solução tampão, ou seja, esta poderá resistir a variações no ph com a adição de ácidos ou bases. Um tampão eficaz tem ph = pk a ± 1. EXEMPLO: para o ácido acético pk a = 4,75. Portanto, uma solução de ácido acético e acetato de sódio funcionará como um tampão eficaz na faixa de ph de 3,75 5,75. 52

3.2. Capacidade Tamponante 3.2.2. Influência do ph: Quando o ph da solução tampão for igual ao pk a do ácido a solução terá igual capacidade em relação às adições de ácido ou de base. Se o ph do tampão estiver abaixo do pk a, a capacidade tamponante do ácido será maior que a capacidade tamponante da base. 53

3.2. Capacidade Tamponante 3.2.3. Influência da concentração: Quanto maior a concentração do ácido fraco e sua base conjugada, maior a capacidade tamponante. EXEMPLO: podemos preparar uma solução tampão dissolvendo 1,0 mol de CH 3 COONa e de CH 3 COOH em 1L de água ou então usar somente 0,10 mol de cada. Entretanto, a primeira solução tampão tem uma capacidade tamponante dez vezes maior do que a segunda. 54

3.3. Cálculo do ph de um Tampão O cálculo do ph de uma solução tampão é realizado a a partir da equação de Henderson-Hasselbach. A equação de Henderson-Hasselbach é uma relação matemática entre o ph, o pk a de um ácido fraco e as concentrações do ácido fraco e sua base conjugada. Supondo um ácido fraco HA e sua base conjugada A - : HA + H 2 O A - + H 3 O + K a [ A ].[ H 3 [ HA] O ] ph pk a [ HA] log [ A ] Equação de Henderson-Hasselbach 55

EXERCÍCIO 7: Qual é o ph de uma solução tampão que contém quantidades equimolares das espécies químicas a seguir? (a) H 3 PO 4 e NaH 2 PO 4 (b) H 2 CO 3 e NaHCO 3 (c) NH 4 Cl e NH 3 (d) CH 3 COOH e CH 3 COONa 56

EXERCÍCIO 8: Considerando quantidades equimolares do ácido e da sua base conjugada, preveja a região de ph na qual cada um dos tampões a seguir será eficaz. (a) Nitrito de sódio e ácido nitroso; (b) Benzoato de sódio e ácido benzóico; (c) Carbonato de sódio e bicarbonato de sódio; (d) Hidrogenofosfato de potássio e dihidrogenofosfato de potássio; (e) Amônia e cloreto de amônio; (f) Hidroxilamina e cloreto de hidroxilamônio. Espécie Química Constante de Ionização HNO 2 K a = 4,3x10-4 C 6 H 5 COOH K a = 6,5x10-5 HCO 3 - K a = 4,8x10-11 NH 3 K b = 1,8x10-5 NH 2 OH K b = 1,1x10-8 H 2 PO 4 - K a = 6,2x10-8 57

EXERCÍCIO 9: Calcule o ph de um tampão constituído por CH 3 COONa 0,040 mol L -1 e CH 3 COOH 0,080 mol L -1. 58

59 EXERCÍCIO 10: Considere a adição de 1,2 g de NaOH à 500 ml do tampão descrito no exercício 9 e calcule o ph da solução resultante.

4. Bibliografia Consultada ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre:Bookman, 2006. BETTELHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPBELL, M. K.; FARRELL, S. O. Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo : Cengage Learning, 2012. BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005. KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral 2 e reações químicas. 5. ed. São Paulo:Pioneira Thomson Learning, 2005. PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. do. Química na abordagem do cotidiano. 4. ed. São Paulo:Moderna, 2006. v. 1 e 2. 60