Qumic a CTe SP Tecnologias Integradas de Produo

Químic a CTe. SP: Tecnologias Integradas de Produção Industrial Equilíbrio Ácido-Base Valentim M B Nunes Unidade Departamental de Engenharias Instituto Politécnico de Tomar, fevereiro, 2021

Equilíbrio Ácido-Base FAs reacções ácido-base têm grande importância em Química, intervindo em numerosos processos químicos industriais e em processos biológicos. F Em muitos destes processos é fundamental o controlo das características ácido-base do meio.

Ácidos e Bases de Arrhenius Definições de Arrhenius Um ácido é uma substância que quando dissolvida em água liberta iões hidrogénio, H+. Uma base é uma substância que, quando dissolvida em água (ou reagindo com água), origina iões OH-. HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq) Na. OH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq) As definições de Arrhenius são limitadas pois aplicam-se apenas a soluções aquosas.

Ácidos e Bases de Bronsted Definições mais gerais foram propostas pelo Químico Johannes Bronsted: Um ácido é um dador de protões e uma base é um aceitador de protões. HCl H+ + Cl. Na realidade, o ião H+ não existe “livre” em solução, mas hidratado por moléculas de água. Assim a reacção deve escrever-se: HCl (aq) + H 2 O (l) H 3 O+ (aq) + Cl- (aq)

Pares ácido/base conjugados Define-se par ácido-base conjugado, como um ácido e a sua base conjugada e vice-versa. A base conjugada é a espécie que resulta da remoção de um protão a um ácido. Um ácido conjugado resulta da adição de um protão a uma base de Bronsted. NH 3 (aq)+ H 2 O (l) base 1 ácido 2 CH 3 COOH(aq) + H 2 O (l) ácido 1 base 2 NH 4+ (aq) + OH- (aq) ácido 1 base 2 CH 3 COO- (aq) + H 3 O+ (aq) base 1 ácido 2 Se um ácido é forte, a força da respectiva base conjugada não é mensurável. A base conjugada de um ácido fraco é igualmente uma base fraca! A água é uma substância anfotérica.

Força relativa de ácidos Considere-se a seguinte reacção ácido-base: A + H 2 O B + H 3 O+ Podemos escrever a constante de equilíbrio: Em soluções diluídas a concentração de água é aproximadamente constante, logo: Ka é a constante de ionização do ácido ou constante de acidez.

Ácidos fortes versus ácidos fracos

Força relativa de bases Para uma base fraca obtemos: Kb é a constante de ionização da base ou constante de basicidade

Produto iónico da água Para a reacção de autoionização da água: 2 H 20 (l) OH- (aq) + H 3 O+(aq) Kw é o produto iónico da água. A 25 ºC, Kw = 1× 10 -14 Para um par ácido-base conjugado, obtém-se:

Constantes de ionização a 25 ºC

Conceito de p. H A escala de Sorensen permite traduzir a concentração de iões H+ através da relação: A 25 ºC, para a água pura obtemos: p. H = 7 é o p. H neutro.

Escala de p. H

p. H de líquidos comuns Líquido p. H Suco gástrico Sumo de Limão Vinagre Sumo de Laranja Urina Água exposta ao ar 5. 5 Saliva Leite Água pura Sangue Lágrimas 7. 4 Produtos de limpeza (amónia) 1. 0 – 2. 0 2. 4 3. 0 3. 5 4. 8 – 7. 5 6. 4 – 6. 9 6. 5 7. 0 7. 35 – 7. 45 11. 5

Exercício 1. A tabela a seguir fornece a concentração hidrogeniónica ou de iões hidroxilo a 25°C, em mol/L, de alguns produtos. Calcular o respectivo p. H Exercício 2. O produto iónico (Kw) é 2, 5 x 10– 14, a 37 ºC. Calcule o p. H da água pura a essa temperatura.

Exercício 3. Considere-se a reacção: HCOOH (aq) H+ (aq) + HCOO- (aq) Calcular o p. H de uma solução 0. 1 M de HCOOH sabendo que Ka = 1. 7× 10 -4. Exercício 4. Calcular o p. H de uma solução de metilamina 0. 26 M, sabendo que Kb = 4. 4× 10 -4 CH 3 NH 2 + H 2 O CH 3 NH 3+ + OH-

Hidrólise salina O termo hidrólise salina (ou hidrólise) descreve a reacção de um anião ou catião de um sal, ou de ambos, com a água. Esta reacção pode afectar o p. H! Na. NO 3(aq) Na+(aq) + NO 3 -(aq) O ião NO 3 - provêm de um ácido forte (HNO 3) e não tem afinidade com o ião H+, logo não reage. O Na+ provêm de uma base forte e também não reage. A solução aquosa de nitrato de sódio é neutra. Geralmente, as soluções aquosas de metais alcalinos ou alcalino-terrosos são neutras!

Propriedades ácido-base dos sais Soluções básicas: CH 3 COONa(aq) CH 3 COO-(aq) + Na+(aq) O ião acetato é a base conjugada de um ácido fraco, logo: CH 3 COO-(aq) + H 2 O(l) CH 3 COOH(aq) + OH-(aq)

Exercício 5. Calcular o p. H de uma solução 0. 15 M de acetato de sódio.

Soluções ácidas (produzidas por sais) NH 4 Cl(aq) NH 4+(aq) + Cl-(aq) O ião cloreto não hidrolisa, mas o ião NH 4+ é um ácido conjugado de uma base fraca, logo: NH 4+(aq) + H 2 O(l) Dá origem a uma solução ácida! NH 3(aq) + H 3 O+(aq)

Propriedades ácido-base dos sais (resumo) Tipo catião de base forte e anião de acido forte Catião de base forte e anião de ácido fraco catião de base fraca e anião de ácido forte catião de base fraca e anião de ácido fraco Catião pequeno fortemente carregado Exemplos Na. Cl KNO 3 etc. . CH 3 COONa KNO 2 etc. NH 4 Cl NH 4 NO 3 NH 4 NO 2 NH 4 CN Al. Cl 3 Fe(NO 3)3 Iões que hidrolisam nenhum anião catião anião e catião hidratado p. H da solução 7 > 7 (básico) < 7 (ácido) < 7 se Kb < Ka ~ 7 se Kb Ka > 7 se Kb > Ka <7

Efeito do ião comum A presença de um ião comum elimina a ionização de um ácido fraco ou de uma base fraca. CH 3 COONa(s) CH 3 COO-(aq) + Na+ (aq) CH 3 COOH(aq) CH 3 COO-(aq) + H+ (aq) Lei de Le Chatelier! Uma solução contendo CH 3 COOH e CH 3 COONa será menos ácida que uma solução contendo apenas CH 3 COOH na mesma concentração!

Equação de Henderson-Hasselbalch Consideremos um ácido fraco: HA(aq) H+(aq) + A-(aq) Geralmente são conhecidas as concentrações iniciais do ácido fraco e do sal. Desde que sejam elevadas ( > 0. 1 M) podemos usar as concentrações iniciais como concentrações de equilíbrio.

Exercício 6. Qual é o p. H de uma solução 0. 3 M de HCOOH e 0. 52 M em HCOOK?

Soluções tampão Uma solução tampão é uma solução de um ácido ou base fraca, de um seu sal, com ambos os componentes presentes. Tem a capacidade de resistir a variações no p. H resultantes da adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases. São muito importantes em sistemas químicos e biológicos!

Exercício 7. Calcular o p. H de um sistema tampão NH 3(0. 3 M)/NH 4 Cl(0. 36 M).

Gama Tampão: p. H = p. Ka ± 1. 00 A relação entre o p. H e a quantidade de ácido ou base conjugada presentes percebe-se melhor estudando a curva de distribuição, que mostra a fracção de espécies presentes em função do p. H.

Titulações ácido-base Como varia o p. H durante uma titulação?

Titulação ácido fraco/base forte