Equilíbrios ácido-base
Segundo a definição de Bronsted e Lowry um ácido é uma substância capaz de doar um protão (H+) e uma base é uma substância capaz de receber um protão.
Nesta reacção não estão colocados os estados físicos das espécies químicas mas o ácido clorídrico (HCl) não existe sem ser em solução aquosa por isso está subentendido.
Uma outra definição elaborada para definir ácido e base, apesar de já estar ultrapassada é a definição de Arrhenius: um ácido é uma substância que se ioniza em água para produzir H+ e uma base para produzir OH-.
G. N. Lewis define: um ácido de Lewis é uma substância capaz de aceitar um par de electrões e uma base de Lewis é capaz de ceder um par de electrões.
Um ácido pode ser forte - facilmente perde um protão, dissociando-se completamente em solução aquosa (Ex: HCl, H2SO4) - ou fraco - dissocia-se parcialmente (Ex: ácido acético).
Uma ácido pode também ter diferentes classificações conforme o número de protões que consegue libertar:
- ácido monoprótico - liberta apenas um protão (Ex: HCl)
- ácido poliprótico - liberta dois (diprótico) ou mais protões (Ex: ácido sulfúrico H2SO4)
O H2SO4 é apenas um ácido forte quando se encontra sob esta forma porque nem sempre perde os dois protões que este pode perder.
Fig. 1 - Exemplos de ácidos fracos. Nestes ácidos, o H que se liberta é o que está ligado ao O e não ao C, ou seja, é o H do grupo carboxilo COOH que se liberta porque este grupo é que indica que são ácidos, neste caso orgânicos.
No caso do ácido cítrico existem 3 grupos carboxilo, logo, este ácido pode libertar até 3 H's.
A definição de ácido forte ou fraca não está relacionada com o número de protões que estes libertam mas sim com a facilidade com que libertam. Por exemplo, o ácido cítrico liberta 3 protões e no entanto é considerado um ácido fraco.
No caso HCl, um ácido inorgânico é fácil de identificar qual o ácido que se vai libertar porque é apenas um.
No caso das bases, uma base tem de ser capaz de receber um protão, para isso necessita de ter um par de electrões livres (Ex: NH3, NaOH).
As bases fortes (Ex: NaOH) tem uma capacidade elevado de captar protões enquanto que as bases fracas (Ex: NaOH) tem pouca capacidade.
Reacção entre ácidos e bases:
Numa reacção, a base que se origina a partir do ácido que perdeu o protão designa-se por base conjugada desse ácido. O mesmo acontece para a base que vai receber o protão, que passa a chamar-se de ácido conjugado.
A base conjugada de um ácido forte é sempre uma base fraca.
Estas duas espécies que diferem assim pela presença de um protão designam-se por par conjugado ácido-base.
Uma substância anfotérica tem a capacidade de se comportar como ácido ou base, ou seja, possui ao mesmo tempo um protão e um par de electrões desemparelhados (Ex: água).
Exemplos de ácidos:
Fig. 2 - O HCl é um ácido forte porque dissocia-se completamente, ou seja, em solução existe apenas os seus iões resultantes. O ácido acético é um ácido fraco porque dissocia-se parcialmente, ou seja, em solução existe muito mais ácido acético que os seus iões resultantes.
Exemplos de bases:
Fig.3 - O NaOH é uma base forte é uma base forte porque dissocia-se completamente, ou seja, em solução existe apenas iões sódio e hidróxido. O amoníaco é uma base fraca porque dissocia-se pouco em solução, existindo numa solução muito mais amoníaco que os iões resultantes da sua dissociação.
Como a base conjugada de um ácido forte é sempre fraca e o mesmo se dá para os ácidos conjugados das bases fortes é possível relacioná-los da seguinte forma:
Tal como as constantes de equilíbrio das reacções químicas, os ácidos possuem igualmente uma constante de acidez, denominada por Constante de Dissociação dos Ácidos (Ka):
Quanto maior for esta constante mais forte são os ácidos:
Os ácidos com constantes muito maiores que 1 não se encontram listados porque são ácidos fortes, que se dissociam completamente.
A água apresenta também uma constante designada por produto iónico da água:
O pH é o símbolo para uma grandeza físico-química designada por potencial do hidrogénio e serve para medir a acidez, alcalinidade ou neutralidade de uma solução.
A escala para esta grandeza varia entre os 0 e os 14.
Pode ser medido através da seguinte fórmula:
Fig.4 - Escala de pH
Soluções Tampão
É uma solução constituída pela mistura de um ácido fraco e a sua base conjugada (ou de uma base fraca e o seu ácido conjugado) que possui a capacidade de resistir a variações de pH por adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes, ou por diluição.
A partir da equação da constante de acidez:
O poder tampão é o nº de moles de um ácido ou de uma base forte necessárias para modificar o pH de 1L de tampão em 1 unidade.
Então, deve-se escolher um ácido cujo pKa esteja perto de do intervalo de mais ou menos 1 unidade do pH desejado.
Titulações Ácido-Base
É um método em que se adiciona uma solução padrão, denominada titulante, a uma outra solução, denominada titulado, até que a reacção entre os dois esteja completa.
Os dois momentos mais importantes numa titulação são:
- ponto de equivalência - é atingido quando a quantidade de titulante equivale estequiometricamente à quantidade de titulado na solução a analisar.
- ponto final - é atingido quando ocorre uma mudança física detectável (Ex: mudança de cor).
Erro de titulação:
Et = Vpe - Vpf
Vpe - volume necessário para atingir o ponto de equivalência
Vpf - volume gasto para atingir o ponto final
Indicador - substância que se adiciona ao titulado para mostrar que ocorreu o ponto de equivalencia (Ex: mudança de cor - fenolftaleína).
1) Titulação de um ácido forte com uma base forte
Ex: HCl com NaOH
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
2) Titulação de um ácido fraco com uma base forte
Ex: CH3COOH com NaOH
CH3COOH + NaOH -> CH3COONa + H2O
3) Titulação de uma base fraca com um ácido forte
Ex: NH3 com HCl
NH3 + HCl -> NH4Cl
Deve-se escolher o indicador apropriado para cada titulação, ou seja, aquele onde a mudança de cor se dê na zona do ponto de equivalência:
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