Equilíbrio ácido-base UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA Centro de Ciências Exatas e da Natureza Departamento de Química Química Analítica Clássica Equilíbrio ácido-base Profa. Kátia Messias Bichinho 2010/2

Ácidos e Bases Definição Ácido é uma substância capaz de doar prótons Química Analítica Clássica Ácidos e Bases Em 1923, dois químicos, J. N. Brønsted da Dinamarca, e J. M. Lowry da Inglaterra, propuseram independentemente uma teoria sobre o comportamento ácido-base que é particularmente útil na química analítica. Definição Ácido é uma substância capaz de doar prótons Base é um substância capaz de receber prótons

Ácidos e Bases Ácido  base + próton Química Analítica Clássica 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 Base + próton  ácido Química Analítica Clássica 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.

Uma simplificação de representação: H+ Química Analítica Clássica Ácidos e Bases H2O + HNO2 ⇆ H3O+ + NO2- Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH- Base1 Ácido2 Ácido1 Base2 H3O+ é denominado íon hidrônio. Pode apresentar estrutura mais complexa como H5O2+ ou H9O4+. Uma simplificação de representação: H+

Espécies anfipróticas Química Analítica Clássica Espécies anfipróticas As 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 anfipróticas Química Analítica Clássica Espécies anfipróticas As 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- ⇆ HPO42- + H2O Ácido1 base2 Base1 ácido2

Espécies anfipróticas Química Analítica Clássica 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 Química Analítica Clássica 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

Solventes anfipróticos Química Analítica Clássica Solventes anfipróticos Outros solventes anfipróticos Metanol, 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

AUTOPROTÓLISE OU AUTO-IONIZAÇÃO Química Analítica Clássica AUTOPROTÓLISE OU AUTO-IONIZAÇÃO Envolve a reação espontânea de moléculas de uma substância para formar um par de íons: Base1 + Ácido 2 ⇆ Ácido 1 + Base 2 H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH- CH3OH + CH3OH ⇆ CH3OH2+ + CH3O- Autoprotólise da água é pequena à temperatura ambiente) [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 * Apresentar mais dois exemplos, pois a reação de dissociação é de suma importância para compreensão do comportamento de soluções aquosas.

FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES Química Analítica Clássica FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES 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 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 Química Analítica Clássica 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 Base fraca Ácido fraco Base forte

SOLVENTE NIVELADOR E SOLVENTE DIFERENCIADOR Química Analítica Clássica 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 Química Analítica Clássica 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 Química Analítica Clássica PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw base1 ácido2 ácido1 base2 H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH- Obs: em soluções diluídas, [H2O] é muito maior do que a concentração de espécies químicas em solução.

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw Química Analítica Clássica PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw Exercício 1 Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido na água pura a 25°C e a 100°C.

pH Obs: pH + pOH = 14 a 25°C Química Analítica Clássica Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da concentração de H3O+ tomado com o sinal negativo. 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

Assim, para a espécie X, pX = - log [X] Química Analítica Clássica pH p-Funções Frequentemente 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] pH + pOH = 14 a 25°C

pH Química Analítica Clássica Exercício 2 Calcule 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 3 Calcule 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). 5,6 = -log [H+] -5,6 = log [H+] 10-5,6= [H+]