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MOLÉCULA
Por que precisamos conhecer este assunto?
Os ácidos e bases são os dois tipos mais comuns de substâncias existentes no
laboratório e no mundo quotidiano. Precisamos saber como reconhecê-los, quais são as
suas reacções características. Veremos que o controle da acidez das águas da chuva, das
águas naturais dos lagos e rios, e da água corrente fornecida nas cidades é necessário
para a sociedade humana.
Quase todos os produtos de consumo que nos rodeiam como; tecidos sintéticos, metais,
plásticos – fizeram uso de ácidos e bases no decorrer da sua fabricação. No laboratório,
muitas das reacções que os químicos realizam para estudar as propriedades das matérias
ou identificar e criar novas classes de matéria envolvem ácidos e bases.
Teoria de ácido – base
Evolução de conceitos
Durante bastante tempo, ácidos e bases foram definidos tendo em conta algumas
propriedades detectadas pelos sentidos: um ácido era azedo (como por exemplo vinagre)
e uma base escorregadia ao tacto (como por exemplo o sabão).
Estas definições apresentavam, contudo, muitas insuficiências. Foram necessários os
trabalhos de Arrhenius e de Ostwald, para dar origem a uma teoria sobre ácidos e bases
baseada na composição e em grupos funcionais dessas substâncias.
1 – Dissociação ( Ionização)
Comentário -
Suponha que você coloque sal de cozinha em um copo com água. Que
acontece?
Como você sabe, o sal se dissolve.
De acordo com Arrhenius, determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, são
capazes de se dissociar (separar) dando origem a partículas com cargas positivas (os
catiões), e partículas com cargas negativas (os aniões).
MOLÉCULA
1.1 - Dissociação electrolítica (Iónização):
é a decomposição (separação) de um electrólito em iões.
XY → X+^ + Y-
1.2 - Os electrólitos que se dissociam de uma forma completa dizem-se fortes.
Exemplo -1: NaCl → Na+^ + Cl –
1.3 - Os electrólitos que se dissociam de uma forma incompleta dizem-se fracos.
Nestas soluções estabelece-se um equilíbrio entre as partículas não dissociadas e
iões resultante desta dissociação.
Exemplo – 2 :
Numa solução de ácido acético (HCH 3 COO) estabelece-se o equilíbrio seguinte:
HCH 3 COO + H 2 O ↔ H+^ + CH 3 COO -
Nota – 1:
Uma solução electrolítica é electricamente neutra, ou seja, o número total de
cargas positivas na solução deve ser igual ao número total de cargas negativas.
Exemplo -
Represente o processo de dissociação (ionização) dos compostos seguintes em
água:
A) NaBr b) K
2
SO
4
c) CaCl
2
d) Al
2
(SO
4
3
Resolução:
a) NaBr + H
2
O → Na
+ Br
b) K
2
SO
4
+ H
2
O → 2K+^ + SO
4
2-
c) CaCl
2
+ H
2
O → Ca
2+
+ 2Cl
d) Al
2
(SO
4
3
+ H
2
O → 2Al
3+
+ 3 SO
4
2-
Eletrólito: substância cuja solução conduz corrente elétrica. Iões: partículas com carga positiva ou negativa
MOLÉCULA
1.5 – Teoria de ácido – base segundo Bronsted-Lowry (teoria protolítica).
Acido é uma espécie que cede protões (iões H
Base é uma espécie que recebe protões (iões H
Comentário-
Observe a reacção:
HCH 3 COO + NH 3 CH 3 COO-^ + NH 4 +
Na reacção directa o HCH 3 COO comporta-se como um ácido de Bronsted
entregando o H
ao NH 3 que se comporta como uma base recebendo este protão
(H
Na reacção inversa (da direita para esquerda) o catião NH 4
cede o H
comportando-se como um ácido, ao passo que o anião CH 3 COO
recebe o H
comportando-se como uma base.
Os pares HCH 3 COO / CH 3 COO
e NH 3 / NH 4
são chamados de pares ácido-
base
conjugados, ou seja:
O HCH 3 COO é o ácido conjugado da base CH 3 COO
-
O NH 3 é a base conjugada do ácido NH 4
+
Nota -
Os ácidos segundo a teoria de Bronsted são na maior parte dos casos moléculas
neutras (HCI, H 2 O etc.) ou catiões (NH 4
+, H 3 O
, etc.) ..
As bases podem ser aniões (Cl
, OH
, etc.) ou moléculas neutras (NH 3 ,
H 2 O,etc.).
Ex- (para1.5):
Escreve as fórmulas dos ácidos ou bases conjugadas das seguintes partículas em
solução aquosa:
a) H
2
S b)CO
3
2-
c)OH
d) H
3
O
e) SO
4
2-
f) Cl
Resolução:
a) H
2
S + H
2
O ↔ HS
+ H
3
O
o HS
é a base conj. do ácido H
2
S.(HS
/H
2
S).
b) CO 3
2-
+ H 2 O ↔ HCO 3
+ OH
o HCO 3
é o ácido conj. da base CO 3
2-
.( HCO 3
CO
3
2-
c) OH
é a base conjugada do ácido H
2
O. (OH
/H
2
O)
d) H
3
O
é o ácido conjugado da base H
2
O. (H
3
O
/H
2
O)
e) SO
4
2-
é a base conjugada do ácido HSO
4
.( SO
4
2-
/ HSO
4
f) Cl
é a base conjugada do ácido HCl. (Cl
/HCl)
1.5.1. Se um determinado ácido for fraco, a sua base conjugada será forte, e vice-
versa.
Pesquisa de turma: teoria de
ácido – base segundo Lewis
MOLÉCULA
1.6 – Constante do produto iónico da água (KW)
Na água ocorre a seguinte reacção reversível:
H 2 O ↔ H+^ + OH -
Aplicando a lei de acção das massas ao equilíbrio, vem
ou ^ ^ ^ ^
K H 2 O H OH
Medições efectuadas a 25 ºC indicam que;
H ^ OH 1 , 0 x 10 ^7 M
Note-se que a quantidade de moléculas de água que sofre ionização não é extremamente
elevada pelo que se pode considerar
'
K H 2 O cons tan te KW
Esta constante de equilíbrio (KW) é o produto iónico da água
KW H ^ OH
Que a 25 ºC é
72 1 , 010
KW x
Ou seja
14
KW x
O produto iónico da água aumenta com a temperatura isto é, só depende da
temperatura.
Só a 25 ºC é que KW é igual a 1,0x
1.7 - Se numa solução a concentração de H
+
for igual a concentração de OH
, a
solução será Neutra.
[H+] =[OH - ] =>Solução Neutra.
1.8 - Se numa solução a concentração de H
for maior que a concentração de OH
, a
solução será Ácida.
[H+] >[OH - ] =>Solução Ácida.
1.9 - Se numa solução a concentração de H
for menor que a concentração de OH
, a
solução será Básica.
[H+] < [OH - ] => Solução Básica.
Obs-
Devemos sempre nos recordar que o valor de Kw vária com a temperatura, só 25°C é
que Kw = 1,0xl
.
EQUILÍBRIO DE ÁCIDO – BASE
Vimos atras que os electrólitos que se dissociam nas suas soluções de uma forma
incompleta dizem-se Fracos, e que nestas soluções estabelece-se um equilíbrio entre as
moléculas não dissociadas e os iões resultante desta dissociação.
HO
H OH K 2
MOLÉCULA
Para a dissociação global teríamos:
Nota-5:
O valor de K 1 é sempre maior que o valor de K 2 , isto é, o primeiro estagio da
dissociação é sempre mais completo que o segundo estagio.
Os valores das constantes de ionização de muitos ácidos (Ka) já foram
determinados experimentalmente e encontram-se tabelados à mesma
temperatura. Por meio dos valores tabelados podemos comparar a força desses
ácidos:
Obs-2 : Desenvolvimento semelhante pode ser aplicado as bases.
YOH ↔ Y
+ OH
2.3 - O grau de dissociação (simbolizado habitualmente por α) é definido
como sendo o quociente (divisão) do número de mol ionizados (x) pelo número
total de mol posto na solução (C).
W
2.4 - Lei de diluição de Ostwald.
Ostwald teve a ideia de exprimir as concentrações que aparecem na expressão da
constante de equilíbrio em termos de grau de dissociação (ionização).
Considere o equilíbrio de dissociação iónica no caso mais simples, do electrólito do tipo HX
vem o esquema:
HX ↔ H+^ + X –
Concentração inicial C 0 0
Variação da concentração - x + x + x
Conc. no equilíbrio (fim) C – x x x
Sendo implica que o numero de moleculas dissociadas logo teremos:
HX
H X
HX H X K
2
2
2
H X
H X
H X H X Kglobal K K
2
(^22)
1 2
2
YOH
Y OH
Kb
MOLÉCULA
HX ↔ H+^ + X –
Conc. no equilíbrio (fim) C – αC αC αC
Se o grau de dissociação for consideravelmente inferior a 1 ( ou se K, é bastante
pequeno, o valor de α também será pequeno) em cálculos aproximados pode-se
considerar que 1- α ≈ 1 e vem a expressão simplificada:
Esta relação é conhecida como expressão da lei da diluição de Ostwald e mostra
que o grau de dissociação esta inversamente proporcional a raiz quadrada da concentração do
electrólito.
Cálculos das concentrações das espécies em equilíbrio.
Nos cálculos de equilíbrio a que considerar os seguintes casos (em alguns casos
usaremos o ácido acético no lugar de outros ácidos fracos):
2. 5 - Solução de acido acético (HCH 3 COO) em água.
Quando a molécula de HCH 3 COO se dissocia, forma-se um H
e um CH 3 COO
considerando que o H
fornecido pela agua é desprezível e que a única fonte dos
iões H
é o acido acético.
Nesta solução a:
E que estas concentrações podem ser calculadas através da seguinte expressão:
Ex- (para 2. 5 ):
Dada uma solução de HCH
3
COO á 0,01M. Sabendo que Ka (HCH
3
COO) = 1,8x
a) Qual é a concentração (no equilíbrio) dos iões H
e CH
3
COO
nesta solução?
b) calcule o grau de dissociação (ionização) deste ácido.
Resolução:
2 2 2 C
C
C
C C
C C
HX
H X
Ka
C
K
C ou seja K C e
C
Ka
2
H CH 3 COO
3 3 100
a
M a M a M a M K
C
H K C e CHCOO K C ou seja H CHCOO K C caso a a a
MOLÉCULA
Ex- (para 2.6):
calcule a concentração dos iões H
de uma solução contendo 0,300 M de
HCH
3
COO e 0,500 M em NaCH
3
COO. Dado ,Ka(HCH
3
COO) = 1,8x
Resolução:
Dados:
[H
] =? CM(ácido) (HCH 3 COO) = 0,300 M CM(sal) (NaCH 3 COO) = 0,500 M
Ka =1,8x
2.7 - Na solução de um ácido forte a concentração do ião hidrogénio (H
) é
igual a concentração do próprio ácido que lhe deu origem uma vez que o mesmo
dissocia-se completamente em iões.
[H+] = [ácido]
Ex- (para 2. 7 ) :
Calcule a concentração dos H
de uma solução de HCl a 0,01 M?
Resolução:
Sendo o HCI um ácido forte teremos que [H
] = [HCl] = 0,01M.
2. 8 - Quando se mistura um acido forte com um ácido fraco, considera-se como
fonte
dos iões H
o ácido forte, sendo desprezado a contribuição de H
proveniente do
ácido fraco.
HX (fraco) ↔ H+^ + X-
HY (forte) → H+^ + Y-
Ex- (para 2.8) :
Calcule a [CH
3
COO
] de uma solução que contem simultaneamente 0,100 M de
H CH 3 COO e 0,050 M de HCl. Dada Ka(HCH 3 COO) = 1,8x
Ião comum é aquele
ião que tanto pode vir
de um ácido (ou base)
como de um sal ex;
CH 3 COO-
x x M ou seja H x M sal
ácido H Ka^5 1 , 08105 1 , 08105 0 , 500
0 , 300 (^) 1 , 810
Despreza-se por ser extremamente
pequena
TOTAL do (^) ácido do (^) SAL
M
CHCOO CHCOO CH COO
válida aaproximaçãofeitaacima doião comum do sal mais sim
nãosedespresa a concentraçãodoiãocomumprovenientedoácido e nãoé K
C Nota nos casos emque
(^)
3 3 3
6 : 100 ,
MOLÉCULA
Resolução:
De acordo com 2.7 podemos escrever que [H
] = [HCl] = 0,05M
HCH 3 COO + H 2 O. ↔ H +(aq) + CH 3 COO-(aq)
2. 9 - Em uma solução contendo dois ácidos fracos, será considerada como fonte
primária de H
o mais forte dos dois, a não ser que as duas K sejam muito próximas.
Ex. (para 2.9):
Calcule a concentração de CN
de uma solução que! é simultaneamente 0,100 M
de HCH
3
COO (Ka = 1,8x
) e 0,200 M HCN (K; = 4,8x
Resolução:
HCH 3 COO + H 2 O. ↔ H +(aq) + CH 3 COO-(aq) Ka = 1,8x10-
HCN + H 2 O. ↔ H +(aq) + CN-(aq) Ka = 4,8x10-
Este problema é semelhante ao anterior o HCH
3
COO (por ser mais forte)
predomina sobre o HCN (que é mais fraco) na formação de [H
] que se calcula
através da expressão seguinte:
3.1 - Para calcular a [H
] usa-se a expressão:
Ex: (para 3. 1 .2):
Calcule a [H
] na solução aquosa de 0,010 M de ácido cloroacetico
(HCH
2
CICOO).
Dada Ka = 1,36x
x x M H
HCCOO CHCOO K HCHCOO
H CHCOO K (^) a a 3 5 5 3 3
(^3 3) , 610 0 , 050
0 , 100 1 , 810
3
10
5 3
x
x H
HCN
CN K
H K C x x M e a concentração deCN é calculada atravesda espressão
a
a Ma
a
M a M
K
C
H K C caso
a
2
a
M M
K
C
caso
K K KC
H
MOLÉCULA
3.4.2 - PH de uma solução aquosa de bases fortes.
[OH
] = concentração da base.
Ex – (para 3.4.2):
Calcule o PH de uma solução aquosa 0,01 M de NaOH.
Resolução :
3.4.3 – PH uma solução aquosa de ácidos fracos.
Lembre-se que:
Ex- (para 1º):
Calcule o PH de uma solução aquosa de O,O1M de HCH
3
COO.
Dado Ka(HCH
3
COO) = 1,8x
Ex- (para 2º)
Calcule o PH em uma solução aquosa de 0,010 M de ácido cloroacetico
(HCH
2
CICOO).
Dada Ka =1,36x
Resolução:
log log 0 , 02 ´ 1 , 7
PH H PH
log^ ^ log 1 , 010 ^12
log log 0 , 01 2
12
12
14
PH H x
x M
x
OH
K
K H OH H
ou
sendo PH POH PH
POH OH POH
W W
1 º : 100
a
M a M K
C
H K C caso a
100 2
2
a
M M
K
C
caso
K K KC
H
1 , 8 10 0 , 01 4 , 210 log log 4 , 210 3 , 4
5 4 4
H K C x x M e PH H x PH a Ma
log log 3 , 0710 2 , 51
3
3
2 3 32 3
PH H x PH
x M
K K KC x x x H
M
MOLÉCULA
3.4.4 - PH de uma mistura de ácidos fortes.
Quando se mistura dois ou mais electrólito a operação da mistura provoca a diluição de
cada um, cujas concentrações finais podem ser calculadas através da expressão:
C 1 •V 1 = C 2 •V 2
Caso V 1 = V 2 teremos que
Sendo que
Ex- (para 3.4.4):
Calcule o PH da solução obtida por mistura de volumes iguais de HCl 0,5 M e
HCI
4
0,1 M.
Resolução:
Depois da mistura os ácidos passam a ter as seguintes concentrações:
Obs-3: O mesmo raciocínio é aplicado também para bases fracas e fortes.
3.5 - Comportamento Ácido-Base de soluções Aquosas de Sais. Hidrólise
Comentário-5 :
Ácidos reagem com as bases, com a formação de um sal e água (reacção de
neutralização) ou seja na solução [H+] = [HO-].
Existe sais cujas soluções têm carácter ácido e outras têm carácter básico.
Isto deve-se ao que se seus iões reagem com água provocando um deslocamento no seu
equilíbrio, e as concentrações de H
e de OH
deixam de ser iguais, portanto a solução
deixam de ser neutra.
3.5.1 – Hidrolise é a reacção dos iões de um sal com o solvente – água – com a
formação de H
ou de OH
Quando o NaCH 3 COO é dissolvido em água sofre a seguinte dissociação:
NaCH 3 COO + H2O → Na+^ + CH 3 COO –
A espécie Na
é um ácido conjugado de uma base bastante forte (NaOH), pelo que não
reagirá com a água. No entanto, algo de diferente de passa com o ião CH 3 COO
que é
H ^ total H ácido 1 H ácido 2
log 0 , 3 0 , 52
1 2 0 ,^250 ,^050 ,^3
PH PH
H (^) total H ácido H ácido M
MOLÉCULA
Considere o equilíbrio de hidrólise:
NH 4 +^ ↔ H+^ + NH 3
Conc. no equilíbrio (fim) C – hC hC hC
Ex-3.5.4 - (para 1º):
Qual é o PH de uma solução de cloreto de amónio (NH
4
CI) 0,20 M.
Dado K
b
(NH
3
) = 1,8x
Resolução:
NH
4
CI → NH
4
+ Cl
- reacção de dissociação
- O Cl
provem de um ácido forte (HCl), portanto será uma base conjugada
fraca e não reagira com água.
provem de uma base fraca (NH
3
), portanto será um ácido conjugado
forte
reagira com água entregando um H
NH 4 +^ + H 2 O ↔ NH 3 + H 3 O+^ reacção de hidrólise
Ex-3.5.4: (para 2º)
Qual é o PH de uma solução de acetato de potássio (KCH
3
COO) 0,10 M.
Dado Ka(HCH
3
COO) = 1,8x
Resolução:
NaCH 3 COO + H 2 O → Na+^ + CH 3 COO-^ reacção de dissociação
W
M
PH
PH a
W M b
M
W a
b
W M
b
W M
b
W h
h M M
h M M M
h
M
k M
K
C
K
K C
K
caso a reacção de hidrolise dar a formação de OH C
K K
PH
caso a reacção de hidrolise dar a formação de H K
K C
PH
ou seja K
K C
podemos escrever que H K
K
lembrando se que K
K C
C
K C
C
C
K
implica que H C
K
H hC sendo h
2
2
2
2 º: log
1 º: log
log log 5
14
PH x
x
K
K C
PH
b
W M
MOLÉCULA
provem de uma base forte (NaOH), portanto será um ácido conjugado
fraco e não reagira com água.
COO
provem de um ácido fraco (HCH
3
COO), portanto será uma base
conjugada forte reagira com água recebendo um H
CH 3 COO -^ + H 2 O ↔ HCH 3 COO + OH -^ reacção de hidrólise
Ex- 3 .5. 4 - (para 3º):
O PH de uma solução 1,0 M de nitrito de sódio (NaNO
2
) é 8,65. Calcule Ka para
o ácido nitroso (HNO
2
Resolução :
NaNO 2 + H 2 O → Na+^ + NO 2 -^ reacção de dissociação
NO 2 -^ + H 2 O ↔ HNO 2 + OH -^ reacção de hidrólise
3.6 - A concentração hidrogénionica de um ião do tipo HX
que tanto pode se
dissociar (1), como pode se hidrolisar (2)
-;j'
HX -^ + H 2 O ↔ H+^ + X 2-^ (1)
HX -^ + H 2 O ↔ H 2 X + OH -^ (2)
Pode ser calculada através da seguinte expressão:
Ex-(para 3.6):
Qual é o PH de uma solução aquosa 0,10 M de hidrogénocarbonato de sódio
(NaHCO 3 ). Dada a K
a 1
(H 2 CO 3 ) = 4,2x
e K
a 2
(H 2 CO 3 ) = 5,6x
Dissociação: HX
+ H 2 O ↔ H
+ X
2-
Ka 2 = 5,6x
Nota-se que Kh > K 2 ,ou seja, a solução será básica devido o OH
produzido em
maior quantidade na hidrolise.
8 , 87 0 , 10
110 1 , 810 log log
14 5
PH
x x C
K K PH M
W a
4 14
(^228) , 65 510 110
(^10 101) , (^0)
x K x
C K
x
W
M
PH a
H Ka 1 Ka 2
8 11
14
2
2 2
11 2
2 2
x x
x
K
K
hidrolise HX HO H X OH K
dissociação HX HO H X K x
a
W h
a
log 4 , 210 5 , 610 8 , 31
7 11 1 2
H Ka Ka PH x x PH
MOLÉCULA
HX ↔ H+^ + X –
Ou seja o PH de uma solução tampão é dado por:
Esta expressão é conhecida como Equação de Henderson - Hasselbalch.
Nota-5: Se [ácido] = [base-conjugada] => PH = PKa
Ex-(para 3.8.3):
Calcule o PH antes e depois da adição de HCI 0,10 M a uma solução na qual as
concentrações de ácido fórmico (HCHO
2
) e do ião formiato (CHO
2
) são iguais
1,00M. Ka(HCHO
2
) = 1,8x
Solução:
PH antes da adição do HCl:
Para o ácido fórmico PKa = - log1,8x
Usando a equação de Henderson – Hasselbalch:
PH depois da adição de HCI (H
o ácido clorídrico (HCI) reagira com a base conjugada (CHO
2
H+^ + CHO 2 -^ ↔ HCHO 2
Inicio: 0,10 1,00 1,
Fim 0 0,9 1,
O novo PH será:
X
HX PH PK X
HX H K X
HX H K
multiplicandoambosos por vem X
HX H K HX
H X K
a a a
a a
log log log log log log
log
ácido
baseconjugada
ou PH PK
baseconjugada
ácido PH PKa a
log log
tan 3 , 74
3 , 74 0 3 , 74 1 , 00
1 , 00 log 3 , 74 log
por to o PH inicial do tampãoé de
baseconjugada
ácido PH PKa
tan ( ) 3 , 65
3 , 74 0 , 09 3 , 65 0 , 9
1 , 1 log 3 , 74 log
por to o PH final depois da adição do HCl do tampãoé de
baseconjugada
ácido PH PKa
MOLÉCULA
3.9 – Titulação ácido - base e indicadores
Comentário-6 :
Uma das aplicações mais correntes das reacções ácido - base são a
determinação da concentração de um ácido (ou de uma base) por
reacção com uma base (ou um ácido) de concentração rigorosamente
conhecida.
Este procedimento é conhecido como titulação (de neutralização) e a
solução cuja concentração é conhecida, é designada por titulante (é
uma solução padrão).
Na titulação de uma solução dum ácido de concentração
desconhecida, um
volume medido do ácido é adicionado ao frasco e uma solução de
concentração
conhecida de base, é adicionada até que o ponto de equivalência é
atingido.
Este é o ponto no qual quantidades equivalentes do ácido e da base
foram misturados.
Procedimento de uma titulação:
Mede-se rigorosamente o volume de uma das soluções que se coloca
num balão erlenmeyer, e sobre ela deixa-se gotejar através de uma
bureta a outra solução até que se considere atingido o ponto de
equivalência.
Do ponto de vista prático, a detecção do ponto de equivalência pode
fazer-se usando um indicador apropriado, que, muda de cor para um valor
de pH, o mais próximo possível do ponto de equivalência, assinalando o fim
da titulação.
4.1 - Indicadores utilizados no método da neutralização.
Comentário -7 :
como se sabe, a reacção de neutralização não é acompanhada de modificações
visíveis como por exemplo uma alteração da cor da solução .. Por isso. para se
determinar o ponto de equivalência, adiciona-se à solução titulada um indicador
apropriado.
Entre elas, pode citar-se o tornesol. o alaranjado de metilo (heliantina), a
fenoftaleína e muitos outros.
Ponto de equivalência : é o ponto final de uma titulação.
A coloração de cada um destes indicadores “vira” numa zona limitada e bem determinada dos valores do PH. Alem disso
esta zona de viragem depende exclusivamente das propriedades do indicador escolhido e não da natureza do ácido e da
base que reagem.
Por isso a viragem do indicador dá-se regra geral. não rigorosamente no ponto de equivalência mas para um valor
que se afasta um pouco desse ponto, este afastamento provoca um erro, chamado erro do indicador de titulação.
