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E-books PCNA

Vol. 1

ELEMENTAR

CAPÍTULO 6 – ÁCIDOS E BASES

QUÍMICA

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1 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 6

SUMÁRIO

Apresentação ------------------------------------------------- 2

Capítulo 6 ------------------------------------------------------ 3

6. Ácidos e Bases --------------------------------------------- 3

6.1. Teorias Ácido-Base ------------------------------------ 3

6.1.1. Teoria de Arrenhius --------------------------------------- 3

6.1.2. Teoria de Bronsted-Lowry ------------------------------- 4

6.1.3. Teoria de Lewis -------------------------------------------- 5

6.1.4. Comparando as três teorias ------------------------------ 6

6.2. Produto iônico da água ------------------------------- 6

6.3. Grau de ionização ------------------------------------- 7

6.4. Lei de Ostwald: Variação de α com o volume - 8

6.5. PH e POH ------------------------------------------------ 9

6.6. Titulometria ------------------------------------------- 10

EXERCÍCIOS PROPOSTOS ----------------------------- 14

GABARITO -------------------------------------------------- 16

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Apresentação

Ao chegar à UFPA, você tem a possibilidade de

cursar gratuitamente cursos de nivelamento em Ciências

Básicas (Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas

no próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso

auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para

enfrentar melhor o programa curricular do seu curso.

Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em

Química Elementar do PCNA. Este é o sexto de uma série

de o i t o E-books que vão lhe acompanhar durante o

curso, o professor utilizará este material como apoio às

suas aulas e é fundamental que você o leia e acompanhe as

atividades propostas.

A série “E-books PCNA-Química” foi desenvolvida

com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de

Química Elementar.

Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de

Ácidos e Bases. É bom lembrar que não se pode aprender

Química sem alguns pré-requisitos, que muitas vezes não

valorizamos por acharmos simples e descomplicados,

todavia, atenção e compreensão se fazem necessária.

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Capítulo 6

6. Ácidos e Bases

6.1. Teorias Ácido-Base

Os ácidos e bases são conceituados de três maneiras

diferentes a partir de pontos de vista distintos:

6.1.1. Teoria de Arrenhius

Ácido é toda a substância que contendo hidrogênio,

se “dissocia” em solução produzindo ions H+.

Ex:

HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)

Base é toda a substância que em solução aquosa se

“dissocia”, produzindo ions hidróxido (OH-),

Ex:

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)

Arrhenius classificava as substâncias em eletrólitos e

não eletrólitos, conforme suas “moléculas” formassem ou

não íons ao entrarem em contato com a água. Aquelas que se

dissociavam totalmente eram eletrólitos fortes, as que não se

dissociavam totalmente eram eletrólitos fracos.

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6.1.2. Teoria de Bronsted-Lowry

Ácido é a espécie que cede ions H+ (prótons).

Base é a espécie que recebe ions H+.

“Ácido é definido como um doador de próton e base como

um receptor de próton”.

Uma reação de um ácido com uma base é, portanto,

uma reação de troca de prótons; se um ácido é simbolizado

por HA e a base por B, então podemos escrever uma equação

generalizada ácido-base:

HA + B ↔ A- + BH+

Porém, o produto BH+ também é capaz de doar seu

novo próton recém-adquirido para outro receptor, e é,

portanto, potencialmente outro ácido:

Ácido1 + Base2 ↔ Base1 + Ácido2

Nesta reação esquemática, a Base1 é conjugada do

Ácido1, e Ácido2 é conjugado da Base2. O termo conjugado

significa “estar conectado com”, e implica que qualquer

espécie química e sua espécie conjugada estão relacionadas

com o ganho ou perda de prótons, formando um par ácido-

base conjugado.

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6.1.3. Teoria de Lewis

Ácido é a espécie que recebe elétrons.

Base é a espécie que doa elétrons.

“Base é definida como um doador de par de elétrons e ácido

como um receptor de par de elétrons”.

Ex:

A molécula de amônia forneceu um par de elétrons e,

portanto, de acordo com a definição de Lewis é uma base, de

modo semelhante à teoria de Brönsted. O resultado da

combinação de uma base de Lewis e um ácido de Lewis é

chamado um complexo (como no exemplo da formação do

íon amônio). A ligação entre o ácido de Lewis e a base de

Lewis foi através de uma ligação covalente onde um par de

elétrons fornecido pela base ao ácido está agora sendo

compartilhados por ambas as espécies químicas que lhe deu

origem (trata-se de uma ligação covalente dativa).

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6.1.4. Comparando as três teorias

• A teoria de Arrehenius é restrita ao meio aquoso e à

presença de hidrogênio no ácido e de hidroxila na base.

• A teoria de Bronsted-Lowry abrange a de Arrehenius e

amplia o conceito para substâncias que não se

encontram em meio aquoso, mas é restrita a presença de

H+ (próton).

• A teoria de Lewis engloba as teorias de Arrehenius e

Bronsted e amplia o conceito para substâncias que não

se encontram em meio aquoso e não fazem

transferências de prótons.

6.2. Produto iônico da água

A água, segundo a teoria de Bronsted-Lowry, é

anfótera, ou seja, é um ácido e uma base. Devido ser um

eletrólito fraco, a concentração da água é praticamente

constante. Logo, a constante de equilíbrio para o sistema:

H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OH–(aq)

(Reação de auto ionização da água)

Kc= {[H3O+].[OH-]}/[H2O]

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Kw=[H3O+].[OH-]= 10-14 (25°C; 1atm) (6.1)

(Produto Iônico da Água)

6.3. Grau de ionização

A força de um ácido e de uma base pode também ser

expressa em termos de α, grau de ionização dos ácidos ou

grau de ionização das bases.

Para ácidos:

α =nº de moléculas ionizadas

nº inicial de moléculas=

𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠

nº inicial de moles (6.2)

Para bases:

α =𝑛º 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠 𝑖ô𝑛𝑖𝑐𝑜𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑜𝑠

nº inicial de agregados iônicos (6.3)

Quanto mais forte for o ácido ou a base, maior será o

valor do numerador da fração e, obviamente, maior será o α.

Na pratica consideram-se fortes um ácido ou uma base que

estão mais de 50% ionizado ou dissociada, respectivamente,

isto é:

Eletrólito forte → α > 0,5

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É obvio que α pode ser no máximo igual a 1, situação

utópica — porque a ionização de ácidos ou dissociação de

bases são equilíbrios iônicos ― mas cômoda para a resolução

de problemas.

6.4. Lei de Ostwald: Variação de α com o volume

A constante de equilíbrio de equilíbrio dos eletrólitos

pode ser calculada se relacionarmos α com o volume da

solução, através da Lei da diluição de Ostwald.

De acordo com a reação:

𝐴𝐵 ↔ 𝐴+ + 𝐵−

𝑛(1 − 𝛼) 𝑛𝛼 𝑛𝛼

Sendo assim:

𝐾𝑖 =𝑛𝛼²

𝑉(1−𝛼) (6.4)

Onde:

Ki= Constante de equilíbrio;

n= nº de mols;

α= Grau de ionização;

V = Volume da solução.

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6.5. PH e POH

Em muitos casos, as concentrações de H+ e OH- são

expressas por números muito pequenos. Seria extremamente

incômodo trabalhar com tais números. Então utiliza-se uma

escala matemática, a escala de pH.

Matematicamente:

𝑝𝐻 = log1

[𝐻⁺] 𝑝𝑂𝐻 = log

1

[𝑂𝐻⁻]

Como o logaritmo do inverso de um número é o seu

cologaritmo, ou logaritmo negativo, tem-se que:

𝑝𝐻 = 𝑙𝑜𝑔 1

[𝐻+]= 𝑐𝑜𝑙𝑜𝑔 [𝐻+] = − log[𝐻+] (6.5)

𝑝𝑂𝐻 = 𝑙𝑜𝑔 1

[𝑂𝐻−]= 𝑐𝑜𝑙𝑜𝑔 [𝑂𝐻−] = − log[𝑂𝐻−] (6.6)

Sabe-se que, à temperatura ambiente, para a água

pura, temos a equação 6.1. Vamos aplicar logaritmos a essa

expressão:

𝑙𝑜𝑔[𝐻+] + 𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−] = −14. 𝑙𝑜𝑔10

−𝑙𝑜𝑔[𝐻+] + (−𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−]) = 14

pH pOH

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Em qualquer solução, pH + pOH = 14. (6.7)

Veja bem:

Quando pH = 7, [H+] = [OH-] = 10-7 → Solução neutra.

Quando pH > 7, [H+] < [OH-] = → Solução básica.

Quando pH < 7, [H+] > [OH-] = → Solução ácida.

6.6. Titulometria

Titulometria é a medição das quantidades de

reagentes a partir dos volumes das soluções que reagem. A

operação aplica-se a soluções que reagem uma com a outra,

o método é também conhecido como volumetria ou análise

volumétrica.

A operação pode ser resumida nas seguintes etapas:

1. Numa bureta está a solução titulada, que goteja sobre um

erlenmeyer contendo um volume conhecido da solução-

problema e gotas de um indicador.

2. Quando o indicador muda de cor e essa mudança

persiste, diz-se que o ponto de viragem foi alcançado.

3. Fecha-se a torneira da bureta e lê-se nela o volume da

solução titulada consumida.

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4. Nessa situação, são conhecidos o volume (V) e a

normalidade (N) da solução titulada, bem como o

volume (V1) da solução-problema.

A normalidade (N1) que se deseja conhecer é dada por:

𝑉×𝑁 = 𝑉1×𝑁1 ∴ 𝑁1 =𝑉×𝑁

𝑉1 (6.8)

A estequiometria da volumetria está baseada no

princípio da equivalência:

“Se a substância A reage com a substância B, o número de

equivalentes-grama de A e o número de equivalentes-

grama de B são iguais”.

Portanto:

𝑛. ° 𝑑𝑒 𝐸𝑔𝐴 = 𝑛. ° 𝑑𝑒 𝐸𝑔𝐵 (6.9)

Exemplo 6.1: Na neutralização de 20 mL de uma solução

de H2SO4 por meio de uma solução 0,5 N de KOH, dá-se a

viragem quando são gastos 50 mL da base. Qual a

normalidade da solução do ácido?

Solução:

Com a normalidade e volume gasto conhecido da

base utilizada na titulação para determinar a normalidade

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de uma solução ácida com volume definido, aplica-se a

equação (6.8) nos cálculos.

𝑁1 =0,5 𝑁 . 50 𝑚𝐿

20 𝑚𝐿= 1,25 𝑁

Logo, a normalidade da solução de ácido sulfúrico é

de 1,25 N.

Exemplo 6.2: 20 mL de uma solução de HCl neutralizam exatamente 80 mL de solução 0,2 mol/L de Ca(OH)2. Qual a concentração da solução de ácido? Solução:

Neste tipo de problema, é necessário conhecer a

equação da reação de neutralização e as equações de

ionização do ácido e dissociação da base.

2𝐻𝐶𝑙 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 → 2𝐻2𝑂 + 𝐶𝑎𝐶𝑙2

𝐻𝐶𝑙 → 𝐻+ + 𝐶𝑙−

𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 → 𝐶𝑎2+ + 2𝑂𝐻−

Nota-se que a reação tem proporção de 1 mol de HCl

para 2 mols de Ca(OH)2. Logo, aplicamos a equação (6.9),

combinada com as equações (5.7), (5.8) e (5.9), obtendo:

𝑀𝐴 . 𝑋𝐴 . 𝑉𝐴 = 𝑀𝐵 . 𝑋𝐵 . 𝑉𝐵

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Com apenas um hidrogênio ionizável por molécula do ácido e dois íons hidróxidos dissociáveis por molécula da base, os valores de XA e XB são, respectivamente, 1 e 2. Logo, calcula-se a concentração molar da solução ácida.

𝑀𝐴 =0,2

𝑚𝑜𝑙𝐿 . 2 . 0,08 𝐿

1 . 0,02 𝐿= 1,6

𝑚𝑜𝑙

𝐿

Portanto, a solução ácida tem concentração igual a 1,6 mol/L.

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EXERCÍCIOS PROPOSTOS

Aqui estão questões relacionadas ao capítulo

estudado. É importante o esforço para resolver todas as

questões. Em caso de dúvidas os monitores do programa

estão prontos para lhe ajudar. Bons estudos!

1) X, Y e Z representam genericamente três ácidos que,

quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à

temperatura constante, comportam-se de acordo com a

tabela.

Calcule o grau de ionização para cada ácido.

2) Um técnico de laboratório descuidado quer preparar

200,0 mL de uma solução 0,025mol/L de HCl(aq), mas

usa um balão volumétrico de 250,0 mL.

(a) Qual seria o pH da solução desejada?

(b) Qual foi o pH da solução efetivamente preparada?

http://i2.wp.com/ciensinandobiologia.com/wp-content/uploads/2014/03/Tabela-grau-de-ioniza%C3%A7%C3%A3o.jpg

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3) 300 mL de uma solução 0,0175 mol/L de KOH(aq) é

preparada. 25,0 mL são pipetados da solução em um

bécher. O bécher fica em um ambiente aquecido por dois

dias, antes do uso, e nesse tempo parte da água evapora

e o volume se reduz a 18,0 mL.

(a) Qual seria o pH da solução inicialmente preparada?

(b) Qual foi o pH da solução após a evaporação?

4) Um estudante colocou Na2O sólido em um balão

volumétrico de 200 mL, que foi então enchido com água,

resultando em 200 mL de uma solução de NaOH. 5,00

mL desta solução foram, então, transferidos para outro

balão volumétrico e diluídos até 500,0 mL. O pH da

solução diluída é 11,25. Qual é a concentração de íon

hidróxido:

(a) na solução diluída?

(b) na solução original?

(c) Que massa de Na2O foi colocada no primeiro balão?

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GABARITO

1) X = 10%, Y = 70% e Z = 20%.

2) a) 1,602; b) 1,699.

3) a) 1,757; b) 1,614.

4) a) 0,001778 mol/L; b) 0,1778 mol/L; c) 1,102 g.

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