equilíbrio ácido-base profa. kátia messias bichinho 2010/2 universidade federal da paraÍba...

Equilíbrio ácido-base

Profa. Kátia Messias Bichinho2010/2

UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBACentro de Ciências Exatas e da Natureza

Departamento de QuímicaQuímica Analítica Clássica

Química Analítica Clássica

Ácidos e Bases

DefiniçãoÁcido é uma substância capaz de doar prótonsBase é um substância capaz de receber prótons

Em 1923, dois químicos, J. N. Brønsted da Dinamarca, e J. M. Lowry da Inglaterra, propuseram independentementeuma teoria sobre o comportamento ácido-base que é particularmente útil na químicaanalítica.


Ácidos e Bases

Um aspecto importante do conceito de Brønsted-Lowry é a idéia 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.


Ácidos e Bases

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.


Ácidos e Bases

NH3 + H2O NH⇆ 4+ + OH-

Base1 Ácido2 Ácido1 Base2

H2O + HNO2 ⇆ H3O+ + NO2-

Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2

H3O+ é denominado íon hidrônio. Pode apresentar estrutura mais complexa como H5O2

+ ou H9O4+.

Uma simplificação de representação: H+


Espécies anfipróticasAs espécies que possuem ambas as propriedades ácidas

e básicas são chamadas anfipróticas.

Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 -,

que se comporta como uma base na presença de um doador de próton como o H3O+ :

H2PO4- + H3O + ⇆ H3PO4 + H2O

Base1 ácido2 Ácido1 base2


Espécies anfipróticasAs espécies que possuem ambas as propriedades ácidas

e básicas são chamadas anfipróticas.

Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 -,

que se comporta como um ácido na presença de um receptor de próton como o OH- :

H2PO4- + OH- HPO⇆ 4

2- + H2O Ácido1 base2 Base1 ácido2


Espécies anfipróticas

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.

NH2CH2COOH ⇆ NH3+CH2COO-

glicina zwitterion


Solventes anfipróticos

Solventes anfipróticos: comportam-se como ácidos na presença de solutos básicos e como bases diante de solutos ácidos.

NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-

base1 ácido2 ácido1 base2

HNO2 + H2O ⇆ H3O+ + NO2-

ácido1 base2 ácido2 base1

Água é um solvente anfiprótico


Outros solventes anfipróticosMetanol, etanol, ácido acético anidro

NH3 + CH3OH ⇆ NH4+ + CH3O-

Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2

HNO2 + CH3OH ⇆ CH3OH2+ + NO2

-

Ácido 2 Base1 Ácido 1 Base 2

Solventes anfipróticos


H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH-

CH3OH + CH3OH ⇆ CH3OH2+ + CH3O-

Autoprotólise da água é pequena à temperatura ambiente) [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1

Base1 + Ácido 2 ⇆ Ácido 1 + Base 2

Envolve a reação espontânea de moléculas de uma substância para formar um par de íons:

AUTOPROTÓLISE OU AUTO-IONIZAÇÃO

* Apresentar mais dois exemplos, pois a reação de dissociação é de suma importância para compreensão do comportamento de soluções aquosas.


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 1

FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES

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.


FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES

HClO4 + H2O ⇆ H3O+ + ClO4-

HCl + H2O ⇆ H3O+ + Cl-

H3PO4 + H2O ⇆ H3O+ + H2PO4 –

H3COOH + H2O ⇆ H3O+ + H3COO-

H2PO4- + H2O ⇆ H3O+ + HPO4 =

NH4+ + H2O ⇆ H3O+ + NH3

Ácido forte

Ácido fraco

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 perclórico é, 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.


SOLVENTE NIVELADOR E SOLVENTE DIFERENCIADOR

HCl e HClO4

Solvente

H2O CH3COOH (receptor e- mais fraco)

Ácido forte(dissociação completa)

Solvente nivelador

Ácidos fracos(dissociação parcial)

HClO4>>>>HCl (5000x)Solvente diferenciador

Vários ácidos dissociam-se completamente e exibem a mesma força

Vários ácidos dissociam-se em níveis diferentes e têm forças diferentes


PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw

H2O + H2O H⇆ 3O+ + OH-

base1 ácido2 ácido1 base2

3

22

H O OHK

H O

3wK H O OH

Obs: em soluções diluídas, [H2O] é muito maior do que a concentração de espécies químicas em solução.


PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw

3wK H O OH Exercício 1Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido na água pura a 25°C e a 100°C.


pHLogaritmo (na base 10) do inverso da

concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da concentração de H3O+ tomado com o sinal negativo.

10 3 3log 1/[ ] log[ ] pH H O pH H O 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)

Obs: pH + pOH = 14 a 25°C

3wK H O OH

3log log

log ( log[ ]) ( log[ ])

w

w

w

K H O OH

K H OHpK pH pOH


pH

pH + pOH = 14 a 25°C

3wK H O OH

3log log

log ( log[ ]) ( log[ ])

w

w

w

K H O OH

K H OHpK pH pOH

p-FunçõesFrequentemente a concentração de uma espécie é expressa em termos de p-função ou p-valor. O p-valor é o logaritmo negativo (na base 10) da concentração molar da espécie.

Assim, para a espécie X, pX = - log [X]

Química Analítica ClássicapHExercício 2Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido e o pH e pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,200 mol L-1, a 25°C.

Exercício 3Calcule o pH de uma solução em que [H3O+] é 4,0 x 10-5 mol L-1.R. pH = 4,4

pH = -log [H+]pH = - log [4,0 x 10-5]

pH = 4,4

Exercício 4 Calcule a [H3O+] que corresponde ao pH = 5,6. (R. 2,5 x 10-6).

pH = -log [H+]5,6 = -log [H+]-5,6 = log [H+]

10-5,6= [H+]

equilíbrio ácido-base profa. kátia messias bichinho 2010/2 universidade federal da paraÍba...

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