Introdução Teórica

Grande parte dos estudos da Química se refere a estudos de soluções aquosas de diversas substâncias, entretanto quando se trabalha com soluções deve-se compreender as características próprias das mesmas, duas dessas importantes propriedades são a acidez e a basicidade (alcalinidade). Antes de trabalharmos com estas propriedades definiremos os conceitos de ácidos e bases.

Ácidos e Bases de ArrheniusNa década de 1880 o químico Svante Arrhenius (1859-1927) ligou o

comportamento ácido com a presença de íons H + e o comportamento básico com a presença de OH ˉ em solução aquosa, ele definiu ácidos como substâncias que produzem H + em água e bases como substâncias que produzem OH ˉ em água.

Ácidos e Bases de Brönsted-LowryO conceito de Arrhenius embora útil tem limitações porque é restrito a soluções

aquosas. Em 1923, os químicos Johannes Brönsted (1879-1947) e Thomas Lowry (1874-1936) propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases. O conceito deles é baseado no fato de que reações ácido-base envolvem transferência de íons H + de uma substância pra outra. De acordo com a definição deles um ácido é uma substância que pode doar um próton para outra substância, analogamente uma base é uma substância que pode receber um próton. Substâncias que numa reação diferem apenas por um próton são chamadas par ácido-base conjugado. Por exemplo, na reação seguinte:

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl ˉ(aq)Temos, de acordo com a definição de Brönsted-Lowry, que HCl e H3O+ são ácidos (doam próton) e H2O e Cl ˉ são bases (recebem próton), sabemos também que HCl e Clˉ são um par ácido-base conjugado e que H3O+ e H2O também o são.

Auto-ionização da águaDiante dessas informações pode-se analisar a auto-ionização da água. Á água é

uma substância anfótera (se comporta como ácido ou base dependendo da reação), na presença de ácido ela age como base e na presença de base ela age como ácido, assim uma molécula pode doar próton para outra molécula de água:

2H2O(l) H3O+(aq) + OH ˉ(aq)No equilíbrio acima nenhuma molécula individual de água permanece ionizada por muito tempo, as reações são extremamente rápidas em ambos os sentidos. Á temperatura ambiente apenas em torno de 2 a cada 10E9 moléculas estão ionizadas a qualquer momento, desse modo a água pura consiste quase inteiramente em moléculas de H2O.

Como a auto-ionização da água é um processo em equilíbrio podemos escrever a expressão para sua constante de equilíbrio como Kc = [H3O+].[OH ˉ], uma vez que se refere á água trocamos Kc por Kw (water) a qual chamamos de constante do produto iônico da água, a 25°C seu valor é 1,0. 10E-14. Dado que [H3O+] e [H+] podem ser usados de maneira semelhante pode-se reescrever a fórmula como: Kw = [H+].[OH ˉ].

Escala de pH e caracterização de soluçõesEm soluções usuais a concentração [H+] é expressa em unidades muito pequenas

foi criada uma escala de pH que é o cologaritmo na base 10 de [H+]. Analogamente temos pOH é o cologaritmo na base 10 de [OH ˉ]. Partindo da constante de produto iônico da água percebe-se que a escala de pH pode variar de 0 a 14. A partir dos valores

obtidos para o pH de uma solução pode-se definir se uma solução é ácida, básica ou neutra. Soluções ácidas são aquelas em que o valor de pH está abaixo de 7 (maior concentração de H+ que de OH ˉ), soluções básicas são aquelas em que o pH está acima de 7 (maior concentração de OH ˉ em detrimento de H+) e soluções neutras são aquelas em que o pH é 7 (iguais concentrações de H+ e de OH ˉ).

Indicadores de pHUm indicador ácido-base é uma substância colorida que pode por si mesma

existir na forma ácida ou básica e as duas formas têm cores diferentes. Assim, o indicador fica de uma cor em um meio ácido e de outra em meio básico. Conhecido o pH no qual o indicador muda de cor pode-se determinar se uma solução tem pH maior ou menor que seu valor.

Outra forma de se determinar o valor do pH de uma solução é através de um pHmetro. Este medidor consiste de um par de eletrodos conectados a um medidor capaz de medir pequenas voltagens, na ordem de milivolts. Uma voltagem que varia com o pH é gerada quando os eletrodos são colocados em certa solução, essa voltagem é lida pelo medidor, que é calibrado para fornecer o pH.

Ácidos, Bases e Soluções salinasExistem ácidos fracos e fortes. Essa “força” é determinada pela percentagem de

ionização do mesmo: ácidos fortes são os que dissociam 100% e ácidos fracos dissociam menos que 100%. Como exemplo de ácido forte tem-se o HCl, que quando em água dissocia completamente. O conhecimento da força de um ácido é bastante útil, pois para ácidos fortes podemos encontrar o valor de pH diretamente do valor da concentração molar do mesmo. Como exemplo, tomemos a reação a seguir:

HNO3(aq) H+(aq) + NO3ˉ(aq)Temos que o ácido nítrico é um ácido forte, então sua ionização é completa o que significa que [HNO3]=[H+]. Como o pH é dado por –log[H+] podemos encontrá-lo substituindo por –log[HNO3] já que as concentrações são iguais.

Já para os ácidos fracos a ionização é incompleta, ou seja, para que se determine o valor de pH deve-se relacionar o mesmo ao valor da constante de dissociação ácida (Ka). Neste caso tomemos a ionização do ácido acético (HOAc):

HOAc(aq) H+(aq) + ˉOAc(aq)Temos que a constante de equilíbrio dessa reação é dada por: Ka = [H + ].[ˉOAc] [HOAc] Resolvendo para [H+] tem-se: [H+] = Ka.[HOAc] [ˉOAc]

A equação encontrada acima nos leva pH = -log(Ka.[HOAc]/[ˉOAc]), ou seja, realmente o pH para soluções de ácidos fracos depende da constante de ionização do mesmo.O método para se encontrar o pH de uma solução básica é análogo ao realizado acima para ácidos.

Outros casos de estudo importantes são as soluções salinas. Um sal é produto da reação entre um ácido e uma base. Por exemplo, o cloreto de sódio (NaCl) é produto da reação entre o ácido clorídrico(HCl) e o hidróxido de sódio (NaOH) pela reação descrita abaixo:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)Ao inverter-se uma reação de neutralização tem-se um novo tipo de reação a

chamada hidrólise salina (quebra do sal pela água). Dependendo da força do ácido e da base envolvidos na reação de neutralização pode-se prever para onde o equilíbrio será deslocado e, ao inverter-se a ordem da reação, pode-se dizer se determinado sal se

comporta como: básico, ácido ou neutro. Tomemos como exemplo a reação de hidrólise de NaCl:

NaCl(aq) Na+(aq) + Clˉ(aq)Analisando o comportamento de cada íon isoladamente:

Na+(aq) + H2O(l) NaOH(aq) + H+(aq)Clˉ(aq) + H2O(l) HCl(aq) + OHˉ(aq)

Como hidróxido de sódio e ácido clorídrico são uma base e um ácido fortes eles dissociam completamente e o equilíbrio nas duas reações acima é totalmente deslocado para a esquerda, o que faz de Na+ e de Clˉ íons espectadores (não influenciam no pH), ou seja o sal NaCl é um sal neutro. Caso o equilíbrio fosse deslocado para direita em uma das reações acima o respectivo sal seria ácido (reação de produção de H+) ou básico (produção de OHˉ).

Soluções-tampãoPor fim, solução-tampão é uma solução que contém um par ácido-base

conjugado fraco e que a variação de seu pH pode resistir fortemente a adição de pequenas quantidades de ácido ou base forte.

Uma solução-tampão (ou simplesmente tampão) resiste à variações no pH porque ele contém tanto espécies que ácidas para neutralizar os íons OHˉ quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+, entretanto as espécies ácidas e básicas de um tampão não devem consumir-se pela reação de neutralização.

O equilíbrio de dissociação de um ácido em sua solução-tampão envolve tanto o ácido quanto sua base conjugada pela seguinte reação genérica:

HA(aq) H+(aq) + Aˉ(aq)A expressão de dissociação do ácido é:

Ka = [H + ].[Aˉ] [HA]Resolvendo para [H+]:

[H+] = Ka.[HA] [Aˉ]

Pode-se observar a partir da relação acima que [H+] e consequentemente o pH dependem do valor de Ka para o ácido fraco do tampão e da razão das concentrações do par ácido-base conjugado, [HA]/[Aˉ]. Caso esta última seja constante (igual a 1), o valor do pH do tampão de pende somente do valor de Ka para o ácido fraco do tampão.