Capitulo 5 - Acidos e Bases

Química Licenciatura

Ácidos e bases Prof. Silvio César de Oliveira Química Geral 2 UFMS -2013

Reações de Ácidos e Bases Os primeiros químicos aplicaram o termo  ácido a substâncias que tinham um sabor azedo acentuado. Ex.: vinagre.

- Ácido: latim, “acidus “acidus””azêdo ( Frutas cítricas, vinagre) -Papel “tornasol “tornasol”” (líquen) rosa (indicador).

-Bases: soluções alcalinas  Árabe: Al-qali ( cinzas de plantas) -Soda, amoníaco, cal. -Papel “tornasol “tornasol”azul. ”azul.

Função Química: Ácidos e Bases Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes.  As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções:  Ácidos Bases Sais Óxidos  Assim, numa reação química, todos os ácidos, por exemplo, terão comportamento semelhante. Nos restringiremos, neste momento, aos ácidos e bases!

 As semelhanças nas propriedades propriedades das substâncias foram inicialmente identificadas pelo estudo estudo de soluções de ácidos e bases em ÁGUA em ÁGUA (  (meio meio aquoso), aquoso), que levaram as definições de Arrhenius de ácidos e bases.

Porém os químicos descobriram que as reações entre ácidos e bases também ocorriam em meios não-aquosos e até mesmo na ausência de solventes. s olventes.

 A definição geral teve que ser descartada e substituída por uma definição mais ampla que contivesse este novo conhecimento.

 Ácidos e Bases em solução aquosa Definição de Svante Arrhenius (de 1884)  Arrhenius definiu um acido com um composto que uma vez ionizado em água libera o cátion hidronio ou hidroxônio (H 3O+ ) ou, mais simplificadamente, íon H +) e base um composto que libera íon hidróxido (OH-). O íon H+ interage com a molécula de água:

Exemplo: HCl é um ácido de Arrhenius pois em meio aquoso libera H+:

HCl (g)  H+ (aq) + Cl- (aq)  A amônia é uma base de Arrhenius: NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq) O sódio metálico, embora produza íons OH -  quando reage com a água não conta como uma base de Arrhenius porque é um elemento e não um composto como requer a definição. 2Na (s) + 2H O (l)  2NaOH (aq) + H (g)

Outros exemplos: Ionização de um Ácido HCl + H2O  H3O+ + ClH2SO4 + 2H2O  2H3O+ + SO42H3PO4 + 3H2O  3H3O+ + PO43-

O conceito de ácido e base de Arrhenius, embora útil, tem

limitações. Porque é restrito a soluções aquosas.

Em 1923, os químicos Bronsted (dinamarques) e Lowry (ingles), separadamente, propuseram uma definição mais geral.

O conceito deles é baseado no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de prótons (ions H+) de uma substancia para

outra.

Reações de transferência de Próton • • • •

Focaremos no H+(aq). Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+. A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. Considere HCl(aq) + H2O(l )  H3O+(aq) + Cl-(aq): o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um ácido. a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma base. A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base. As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos quanto como bases.  –   – 

• •

Qdo um próton é transferido de HCl para H2O, HCl atua como um ácido de Bronsted-Lowry e H2O atua como uma base de B-L.

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Doador de prótons

ácido

Aceita prótons

base

HCl(aq)  H2O(l)  H3O(aq)  Cl(aq) 

Ácidos e Bases de Lewis

É uma teoria geral sobre o conceito ácido-base, relacionando o compartilhamento de elétrons, tanto em soluções como na fase gasosa. ácido: substância capaz de aceitar um par de elétrons de um outro átomo para formar uma ligação. Em geral são cátions metálicos ou compostos deficientes de elétrons; BF3 , o átomo de boro é rodeado de 3 pares de elétrons.  base: substância capaz de doar um par de elétrons para outro átomo formando nova ligação. Em geral, são espécies neutras ou aniônicas, como bases de Bronsted.  NH3 , o átomo de N tem três pares de ligação e um par livre. Reações : BF3  + :NH3 F3B  NH3 Ácido base aduto ou complexo Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) = [Cu(NH 3)4]2+ (aq) Equilíbrio ácido base complexo ácidos neutros: CO2 (aq) + OH- (aq) = HCO3- (aq) ácido base CO2 (aq) + H2O (l) = H2CO3 (aq) ácido  base doando um par de elétron para o C  – 

Hidrogênios ionizáveis Os hidrogênios que fornecem H 3O+ são chamados de hidrogênios ionizáveis. São aqueles que se ligam ao elemento mais eletronegativo na molécula do ácido. Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem exceções:  Ácido fosforoso

H3PO3 + 2H2O

 2H3O+ + HPO32-

H3PO2 + H2O

 H3O+ + H2PO21-

 Ácido hipofosforoso

 apenas 2H+  apenas 1H+

Classificação dos Ácidos Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-COOH)

Orgânicos

(CH3-COOH, HOOC-COOH)

Inorgânicos

(H2CO3, H2CO2, HCN)

Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos

(HCl, H2S, HBr)

Oxiácidos

(H2SO4, H3PO4, HClO4)

Classificação dos Ácidos Quanto ao número de elementos Químicos: Binário (HCl, HBr, HF) Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN) Quaternário (H4[Fe(CN)6]) Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)

Diácidos

(H2SO4, H2S, H3PO3)

Triácidos

(H3PO4, H3BO3, H3BO2)

Tetrácidos (H4P2O7)

Quanto ao Grau de Ionização ( ) Nº de Mol Ionizados a = Nº Inicial de Mols

Ácidos fracos: 0< < 5% Ácidos moderados: 5%  50% Ácidos fortes : 50% < < 100% Ácido fraco: HClO Ácido moderado: H3PO4 Ácido forte : H2SO4 HClO4

Quanto ao Grau de Ionização ( ) Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Moderado: HF *Os demais são fracos!!!

Oxiácidos: HxEOy 0 fraco Ex.: HClO

y-x

1 moderado Ex.: H3PO4 2 forte Ex.: H2SO4

Nomenclatura Oficial: Hidrácidos Seguem a seguinte regra: Ácidos + ídrico Radical do Elemento Oxiácidos Seguem a seguinte regra: ico (+ oxigênio) Ácido __________________ + Radical do Elemento

oso (- oxigênio)

Nomenclatura Oxiácidos: Clube dos 6: -H2SO4 -HNO3 -H3PO4 -H2CO3 -H3BO3 -HClO3

+7 Ácido Per.....ico Ácido +6,+5 .....ico Ácido +4,+3,+2 .....oso +1 Ácido Hipo.....oso +3 Ex: H3PO3 – ác. Fosforoso +7 HClO4 – ác. Perclórico +4 H2SO3 – ác. Sulfuroso

Menos Oxigênios

*Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”.

Exemplo: +2 - 2

H2S

Ácido sulfídrico

+2 +4 - 6

H2SO3

Ácido sulfuroso

+2 +6 - 8

H2SO4

Ácido sulfúrico

Prefixos Orto, Meta e Piro - o prefixo orto é usado para o ácido fundamental; - o prefixo meta é usado quando do ácido orto retira-se 1H2O; - o piro é usado para indicar a retirada de 1H2O de duas moléculas do orto.

2x - 1 H2O

+3 +5 - 8

H3PO4

(orto) fosfórico

Ácido

metafosfórico

+1 +5 - 6

HPO3 - 1 H2O

Ácido

+4 +10 -14

H4P2O7

Ácido

pirofosfórico

+5

H P O  (piro-fosfórico) - 1H O = H P O  ácido piro - fosfórico

Características gerais dos ácidos

Apresentam Desidratam Deixam

sabor azedo;

a matéria orgânica;

incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;

Neutralizam

bases formando sal e água;

Ácidos importantes: 1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria) É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm 3, é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico. Pode ser obtido a partir das seguintes reações:

S + O2

 SO2

SO2 + ½O2 SO3 + H2O

 SO3 H2SO4

*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.

Ácidos importantes: 2) HCl  – Ácido Clorídrico (ácido muriático) Solução de hidreto de cloro em água. Apresenta forte odor, além de ser sufocante. É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. É encontrado no suco gástrico humano. *A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem.

Ácidos importantes: 3) HNO3  – Ác. Nítrico  á ( q u a fo rtis ) Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos. CH3

CH3 + 3HNO3

-NO2 + 3H2O

NO2-

TNT

NO2

As manchas na pele são causadas pela reação xantoprotéica*.

*Reação para verificação da existência de proteína num líquido qualquer. Adiciona-se amônia ao líquido previamente aquecido com ácido nítrico, aparecendo coloração alaranjada quando há

Ácidos importantes: 4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (A cid u lante INS-338*  ) É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado. É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. Seus fosfatos são usados como adubo.

*Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”. *Acidulantes São utilizados principalmente nas bebidas com função parecida com a dos aromatizantes. Os acidulantes podem modificar a doçura do açúcar, além de conseguir imitar o sabor de certas frutas e dar um sabor ácido ou agridoce nas bebidas. Também aparecem codificados nas embalagens, sendo reconhecidos pela letra H. São

Bases De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, dissocia-se fornecendo como ânion exclusivamente OH-  (hidroxila ou oxidrila).

NaOH

 Na+ + OH-

Possuem Metais;

Ca(OH)2

 Ca2+ + 2OH-

Al(OH)3

Al3+ + 3OH-

Lig.

OH- (direita);

Iônicas; Sólidas; Fixas.

Bases (exceção) * NH3 + H2O Ametais; Lig.

covalentes; Solução aquosa; Volátil.

 NH4OH

Nomenclatura Hidróxido de _________________ Nom e do Elem ento

NaOH

hidróxido de sódio

Fe(OH)2

hidróxido de ferro II

Fe(OH)3

hidróxido de ferro III

Classificação Quanto ao Número de Hidroxilas - Monobases: - Dibases: - Tribases: - Tetrabases:

NaOH; NH4OH Ca(OH)2; Mg(OH)2 Al(OH) 3; Fe(OH)3 Pb(OH) 4; Sn(OH)4

Quanto ao Grau de Dissociação Iônica - Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (A1) e metais alcalinos terrosos (A2). - Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio (NH4OH) e as demais bases.

Classificação Quanto à Solubilidade em Água - Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais alcalinos (A1) e o hidróxido de amônio (NH4OH). - Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (A2). - Insolúveis: todos os demais hidróxidos.

KOH

Monobase Forte Solúvel

Al(OH)3

Tribase Fraca Insolúvel

Características gerais das bases

Apresentam

sabor caústico;

Estriam

a matéria orgânica;

Deixam

vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína;

Neutralizam

ácidos formando sal e água;

Bases importantes: 1) NaOH  – Hidróxido de sódio (Sod a c aús tic a ) É um sólido branco floculado muito solúvel em água além de extremamente caústico. É usado na desidratação de gorduras, no branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e esgotos. *Sabões e detergentes são chamados de agentes tensoativos e possuem caráter básico.

Bases importantes: 2) Ca(OH)2  – Hidróxido de cálcio (c al apagad a, hid ratada ou extin ta  ) É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a partir do CaO (cal virgem). É usada na caiação de paredes e muros, na neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces.

CaO + H2O

Cal Virgem

 Ca(OH)2 Cal  Apagada

Bases importantes: 3) Mg(OH)2  – Hidróxido de magnésio (L eite d e m ag n ésia ) É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO. É usada como antiácido estomacal e também como laxante.

Mg(OH)2 + 2HCl

 MgCl2 + 2H2O

*Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos ácidos que causam odores indesejáveis.

Bases importantes: 4) Al(OH)3  – Hidróxido de alumínio (Maalox ) É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa (no tratamento da água). É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura artística. *Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax .

Pares ácido-base conjugados •

•

•

O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é chamado de sua base conjugada. Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é chamado de um ácido conjugado. Considere:

HA(aq) + H2O(l )  – 

 – 

•

H3O+(aq) + A-(aq)

Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A-  (base). Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados. Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O+  (ácido). Conseqüentemente, a H2O e o H3O+ são pares ácido-base conjugados.

Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.

Forças relativas de ácidos e bases Como vimos, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, algumas bases são melhores receptoras de prótons que outras.

•

Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada.

•

O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa.

•

O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa.

Aqui agrupamos os ácidos e bases em três categorias abrangentes com base em seus comportamentos em água: 1. Os ácidos fortes transferem completamente seus prótons para a água, não deixando nenhuma molécula não dissociada. Suas bases conjugadas tem tendencia desprezível para ser protonadas (abstrair prótons) em solução aquosa. 1. Os ácidos fracos  dissociam-se apenas parcialmente em solução aquosa e, consequentemente, existem em solução como uma mistura de moléculas de ácido e íons constituintes. As bases conjugadas de ácidos fracos mostram ligeira habilidade para remover prótons da água. (As bases conjugadas de ácidos fracos são bases fracas). 2. As substâncias com acidez desprezível são aquelas como CH4, que contem hidrogênio, mas não demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas bases conjugadas são fortes, reagindo completamente, abstraindo prótons das

Forças relativas de alguns pares ácido-base conjugados, listados um do lado oposto

Ácidos e bases conjugadas CH3OOH(aq)  H2O(l)  H3O(aq)  CH3CO-2(aq) 

ácido

base conjugada

doa H

   base conjugada ácido      

- Reação ácido-base e pares conjugados: o produto de um ácido que reagiu pode atuar como uma base, no equilíbrio: HCO3- (aq) + H2O (l) = H 3O+ (aq) + CO3- (aq) ;  Ácido Base ácido base e o produto de uma base que reagiu pode atuar como um ácido, no equilíbrio: H3O+ (aq) + CO 3- (aq) = HCO 3- (aq) + H2O (l); ácido base  Ácido Base o par : HCO3- (aq) e CO3- (aq) é o par ácido  – base conjugado (diferindo de um H); enquanto, H3O+ (aq) e H2O (l) é o outro par conjugado ácido-base. -para a reação abaixo qual é o par conjugado ácido-base?

HF(aq) + NH3(aq) = NH4+(aq) + F- (aq)

Auto-ionização da água O produto iônico da água •

Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio

H2O(l ) + H2O(l )

H3O+(aq) + OH-(aq)

•

a 25 C , em água pura , [H 3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M

•

O descrito acima é chamado de auto-ionização da água.

A Autoionização da H2O: troca de prótons entre moléculas de água - a água tanto atua como ácido ou base -e dependendo da concentração de H3O+ ou OH- , estes têm de ser considerados em outros equilíbrios em solução aquosa.

 Portanto em equilíbrios a autoionização da água deve ser considerada. Se a concentração de H 3O+ cresce, a concentração de OH - decresce. -em água pura , [H 3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, e a solução é neutra. -em solução ácida [H3O+] > 1 x 10-7 e [OH-] < 1 x 10-7 M -em solução básica [H 3O+] < 1 x 10 -7 e [OH-] > 1 x 10 -7 M

A escala de pH . Essa pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'po tencial hid rog eniônico '  grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa. Matematicamente, o "p" equivale ao simétrico do logaritmo (cologaritmo) de base 10 da atividade dos íons a que se refere.No caso, íon H+. •

Em geral, para um número X ,

•

Por exemplo, p K w  = -log K w .

•  A escala de pH é um método para expressarmos a acidez em termos de um

número mais simples de se escrever. É definido como o negativo do logaritmo de base dez da concentração do íon hidrôxonio: pH = - log [H3O+] ; • ou o antilog :

[H3O+] = 10-pH

• O pOH de uma solução é definido, como: pOH = - log [OH-]  , ou

[OH-] = 10-pOH

• a 25°C, [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, assim

• pH = - log (1x10 -7 ) = 7

e

pOH = - log (1x10-7) = 7

• soluções com pH < 7 são ácidas e pH> 7 são básicas. • como Kw = aH3O+ aOH- = 1.0 x 10-14 ou simplificando: • Kw = [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 , pH + pOH = 14.

•  A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14. • Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH, (por exemplo, o pH de HCl 2,0 mol/L é -0,301).

Concentrações de H+ e valores de pH de algumas substâncias comuns a 25oC. O pH e o pOH podem ser estimados ao se usar concentrações de referência de H+ e OH-.

e pKa = - log Ka valor grande de pKa significa valor pequeno de

Escala de pH 

pH  - log H3O



pH  - log 1x10 - 7





7

 pH de água pura = 7  pH de uma solução ácida < 7  pH de uma solução alcalina > 7

Exemplo 

H3O

H O  

3







7,4







2



4x10-8 M

pH  - log 4x10-8



1x10- 2 M

pH  - log 1x10- 2

Medindo o pH • •

• •

•

O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH. Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. Esses são indicadores. Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH. Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada em função do pH. A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas.

Indicadores naturais:

Faixas de pH para as variações de cor de alguns indicadores ácido-base comuns. A maioria do indicadores tem faixa útil de aproximadamente 2 unidades de pH.

Ácidos e bases fortes Ácidos fortes • 7 são os ácidos comuns mais fortes: Monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO3, HClO4, e Diprótico: H2SO4. •  Ácidos fortes são eletrólitos fortes. fortes. • Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução: HNO3(aq) + H2O(l )  H3O+(aq) + NO3-(aq) • Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável, escrevemos: HNO3(aq)  H+(aq) + NO3-(aq) Em uma solução aquosa de ácido forte, o ácido é normalmente a única fonte significativa de íons H+.

Ácidos fortes •

Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte f onte de H+. (Se a concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 mol/L  mol/L,, a auto-ionização da água precisa ser considerada.)

•  Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade quantidade de matéria inicial do ácido.

Bases fortes Existem relativamente poucas bases fortes comuns. A maioria são hidroxidos iônicos dos metais alcalinos (1A) e alcalinos terrosos (2A). •  A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH) 2) e se dissociam completamente. •

Hidróxidos de metais 2A mais pesados tem solubilidade limitadas: Sr(OH)2 e Ba(OH)2

•

Portanto, uma solução rotulada de 0,30mol/L 0, 30mol/L de NaOH consiste em 0,30mol/L de Na+ e 0,30mol/L de OH - quase não existe NaOH NaOH não-dissociado. não-dissociado.

Bases fortes •  As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução. •

O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração em quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado com a estequiometria .

•

Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.

Soluções fortemente básicas também são formadas por determinadas substâncias que reagem com a água para formar OH -. A mais comum destas contém o íon óxido O2-. Os óxidos metálicos iônicos, especialmente Na 2O e CaO, são geralmente usados na industria quando uma base forte é necessária. Portanto, as bases não têm que conter o íon OH-: O2-(aq) + H2O(l )  2OH-(aq) Os hidretos e nitretos iônicos também reagem com água para formar OH -: H-(aq) + H2O(l )  H2(g ) + OH-(aq) N3-(aq) + 3H2O(l )  NH3(aq) + 3OH-(aq)

cido e Bases fracas - poucos ácidos doam prótons com facilidade, o mesmo ocorre com as bases que os aceitam - a maioria dos ácidos e bases são fracos e suas forças relativas podem ser obtidas quantitativamente tendo-se a constante de equilíbrio, K, em solução aquosa. Para um ácido, genérico, HA HA (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + A- (aq) Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, K a? Para uma base, genérica , B B (aq) + H2O (l) = BH+ (aq) + OH- (aq) Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, K  b ?

Quanto mais forte um ácido, mais fraca é a sua base conjugada . Para todos os pares

ácido-base conjugados, os produtos de suas respectivas constantes de equilíbrio igualam o valor da constante de ionização da água.

 A maioria das substancias ácidas são ácidos fracos e consequentemente ioniza-se apenas parcialmente em soluções aquosas. • • •

Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. Existe uma mistura de íons e ácido onão-ionizado em solução. Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio: HA(aq) + H2O(l )

H3O+(aq) + A-(aq)

Constante de dissociação ácida HA(aq)

H+(aq) + A-(aq)

-3  – 10  -10 . A ordem de grand eza para K  ci d o frac o g eralm en te es táen tre 10  a  d e á

• •

K a é a constante de dissociação de ácido.

•

Quanto maior  o K a, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas).

•

Se K a >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é um ácido forte.

Observe que a [H2O] é omitida na expresão de K a (a H2O é um líquido puro)

Cálculo de K a  a partir do pH • • • •

•

Os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio. O pH fornece a concentração no equilíbrio de H +. Em muitos casos, a pequena ordem de grandeza de K a permite-nos usar aproximações para simplificar o problema. Usando K a, a concentração de H + (e, conseqüentemente, o pH) pode ser calculada.  – Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio.  – Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para K a.  –  Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H + é x . Substitua na expressão da constante de equilíbrio e resolva. Lembre-se de converter  x  em pH se necessário.

Ex.: Um estudante preparou uma solução de 0,10mol/L de ácido fórmico (HCHO 2  ) e mediu seu pH usando um pHmetro. Constatou-se que o pH a 25oC é 2,38. a) Calcule Ka para o ácido formico nesta temperatura. Reação: HCHO2 (aq)   H + (AQ) + CHO2 - (aq)

A determinação de K a e K  b K a e K  b são determinados experimentalmente medindo o pH da solução. Exemplo: HCO2H (aq) + H2O = H3O+ (aq) + HCO2- (aq) 1 mol 1 mol 1 mol em que 0,0300M de ácido fórmico tem um pH=2,66. Qual é a concentração de íons H3O+. Qual é o K a ? Resp.: [H3O+] = 10-pH = 10-2,66 = 2,2 x 10-3 M HCO2H(aq) H3O+(aq) HCO2-(aq) Início: 0,030 0 0 Equilíbrio:  0,030 2,2x10-3 2,2 x10-3 2,2 x 10-3  – 

A constante de equilíbrio é : 

 K  



[ H 3O ][ HCO2 ] [ HCO2 H ]

(2,2 x10 3 ) 2 



(0,030  2,2 x10 3 ) 



1,7 x10



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E como estimar o pH de uma solução de ácido fraco ?

O ácido benzóico é um ácido fraco com K a = 6.3x 10-5 a 25°C. Qual é o pH  para uma solução deste ácido de 0.020M? a) balancear a equação e escrever a constante de equilíbrio: C6H5CO2H (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + C6H5CO2- (aq) K a = [H3O+ ] [C6H5CO2- ] / [C6H5CO2H] = 6.3x10-5  b) em uma tabela temos, C6H5CO2H H3O+ (aq) C6H5CO20.02000 início:  reação ocorrendo: -x +x +x  No equilíbrio:  0.020 x x x c) substituindo os valores em K a : 6.3x10-5 = x.x / (0.020  x ) ou resolvemos a equação de 2o grau ou; como é um ácido fraco, portanto  pouco dissociado ( o próprio valor de K a já indica isto) , de modo que:  – 

 – 

(0.020  x ) ~  0.020  – 

Então, 6.3x10-5 = x2 / (0.020) = 1.1x10-3 e assim, [H3O+] = 1.1x10-3 M. e o pH = - log (1.1x10-3) = 2.95 A nossa suposição é válida pois, 1.1 x 10-3