Concentrações de ácidos e bases

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Acid and Base Concentrations

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Lab Manual Chemistry

Acid and Base Concentrations

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2.5: Ideal Gas Law

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06:35 min

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March 26, 2020

Ácidos e Bases

Um ácido de Arrhenius produz íons de hidrogênio quando é dissolvido em água:

HA + H₂O → H⁺_(aq) + A^-_(aq)

Aqui, HA é o ácido não dissociado, H⁺ é o cátion hidrogênio e A^- é o ânion solvatado - chamado de base conjugada. Uma base de Arrhenius produz íons hidróxido quando dissolvido em água:

BOH + H₂O → B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Aqui, BOH é a base não dissociada, OH^- é o íon hidróxido e B⁺ é o cátion solvatado - chamado de ácido conjugado. Uma base conjugada é formada quando um ácido perde um íon hidrogênio e tem o potencial de ganhar um hidrogênio. O mesmo se aplica a um ácido conjugado, que é formado quando uma base perde um grupo hidroxila e tem o potencial de recuperá-lo. Todo ácido tem uma base conjugada e toda base tem um ácido conjugado.

ph

O pH é o grau de acidez da solução e é uma medida da quantidade de íons de hidrogênio em uma solução. A escala de pH é logarítmica e vai de 0 a 14; as soluções aquosas com pH inferior a 7 são descritas como ácidas e as soluções aquosas com pH superior a 7 são descritas como alcalinas ou básicas. Soluções em pH 7 são consideradas neutras.

O pH de uma solução é igual ao log negativo de base dez da concentração de íons de hidrogênio em solução.

A água interage fortemente com o íon hidrogênio porque sua forte carga positiva atrai o pólo negativo das moléculas de água circundantes. Na verdade, eles interagem tão fortemente que formam uma ligação covalente e o cátion H₃O⁺, chamado hidrônio. A equação acima é reescrita para refletir isso.

Para simplificar, vamos nos referir à concentração de íons de hidrogênio em vez de íons hidrônio ao discutir o pH. Quanto menor o valor do pH de uma solução, mais íons de hidrogênio estão presentes e, por extensão, mais ácida é a solução. Por exemplo, o pH de 1 mM de ácido sulfúrico é 2,75, enquanto o pH de 1 mM de clorídrico é 3,01. A concentração de íons de hidrogênio na solução de ácido sulfúrico é calculada como 1 × ^10-2,75, enquanto a concentração de íons de hidrogênio na solução de ácido clorídrico é de 1 × ^10-3,01. Assim, há mais íons de hidrogênio presentes no ácido sulfúrico, e é mais ácido. Lembre-se, embora o pH de duas soluções possa variar em apenas meio valor de pH, devido à natureza logarítmica da escala de pH, a quantidade de hidrogênio varia muito.

Força de ácidos e bases

A força de um ácido é afetada pela eletronegatividade da base conjugada e pela polaridade do hidrogênio ácido. A força, portanto, refere-se à rapidez com que o cátion hidrogênio (H⁺) se desassocia do ânion. Ácidos e bases fortes se dissociam inteiramente em soluções aquosas, enquanto ácidos e bases fracos se dissociam apenas parcialmente em seus íons conjugados.

A constante de dissociação, K a, representa_a força do ácido. K_aé calculado usando as concentrações do ácido ácido não dissociado HA e as concentrações dos cátions de hidrogênio e da base conjugada, A^-. Valores mais altos_{de K a} representam ácidos mais fortes, enquanto valores menores_{de K a} representam ácidos mais fracos.

K_a é numericamente muito pequeno e é frequentemente relatado na forma de pK_a, que é o log negativo de base dez de K_a. Valores mais baixos de pK_a correspondem a um ácido mais forte, enquanto valores mais altos de pK_a correspondem a um ácido mais fraco.

Alguns ácidos dissociam apenas um íon de hidrogênio e, portanto, têm um valor de pK_a. Esses ácidos são chamados de monopróticos. No entanto, alguns ácidos podem dissociar mais de um íon de hidrogênio e são chamados de polipróticos. Esses ácidos têm um valor pK_a para cada dissociação de íons de hidrogênio.

pK_a também pode ser usado para calcular o pH de equilíbrio de uma reação ácido-base, conforme mostrado na equação de Henderson-Hasselbalch.

A equação de Henderson-Hasselbalch é usada para calcular o pH, quando as concentrações da base conjugada e do ácido fraco são conhecidas, ou para calcular o pK_a se o pH e as concentrações são conhecidos.

Titulação

As reações ácido-base são estudadas quantitativamente usando titulação. Em um experimento de titulação, uma solução de uma concentração conhecida, chamada de solução padrão, é usada para determinar a concentração de outra solução. Para titulações ácido-base, uma solução padronizada de base é adicionada lentamente a um ácido de concentração desconhecida (ou o ácido é adicionado à base). A reação ácido-base é uma reação de neutralização, que forma um sal e água. Quando os moles de íons de hidrogênio no ácido são iguais aos moles de íons hidroxila adicionados da base, a solução atinge pH neutro.

Para realizar uma titulação ácido-base, a base padronizada é adicionada lentamente a um frasco agitador do ácido desconhecido usando uma bureta, o que permite a medição do volume e a adição gota a gota da base. O pH da solução é monitorado de perto durante toda a titulação usando um indicador de pH adicionado ao ácido. Normalmente, a fenolftaleína é usada, pois a solução permanece incolor até se tornar básica, tornando-se rosa claro.

À medida que a titulação se aproxima do ponto de equivalência, que é quando os moles de íons hidrogênio são iguais aos moles de íons hidroxila adicionados, o indicador de pH muda temporariamente de cor devido a um excesso de íons hidroxila. Quando o frasco é agitado, a cor ácida do indicador de pH retorna. A titulação está completa e atingiu seu ponto final quando um pequeno excesso de íons hidroxila muda o indicador permanentemente para sua cor básica.

A curva de titulação é um gráfico do pH de uma solução versus o volume de base padronizada adicionado. O ponto de equivalência está localizado no ponto de inflexão da curva e é calculado como a segunda derivada da curva de titulação.

Se um ácido for poliprótico, ele terá vários pontos de equivalência, um para cada dissociação de íons de hidrogênio. O pH a meio caminho do ponto de equivalência para os ácidos monopróticos, ou entre pontos de equivalência no caso dos ácidos polipróticos, é igual ao pK_a do ácido.

Referências

Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Química e Reatividade Química. Belmont, CA: Brooks / Cole, Cengage Learning.
Silberberg, M.S. (2009). Química: A Natureza Molecular da Matéria e da Mudança. Boston, MA: McGraw-Hill.
Harris, D.C. (2015). Análise Química Quantitativa. Nova York, NY: W.H. Freeman and Company.

Transcript

Um ácido de Arrhenius é uma substância que produz íons de hidrogênio quando se dissolve em água, enquanto uma base produz íons de hidróxido. Os íons de hidrogênio reagem imediatamente com a água para formar íons de hidrônio, mas, para simplificar, continuaremos pensando neles como íons de hidrogênio. Dependendo da quantidade de íons de hidrogênio ou íons hidróxido na solução, é considerado ácido ou básico.

Medimos a quantidade de acidez ou basicidade usando o pH, que é calculado como o log negativo da concentração de íons de hidrogênio. Portanto, os valores de pH abaixo de 7 são ácidos e os valores de pH acima de 7 são básicos. O pH 7 é neutro.

Ácidos e bases também são comparados com base em sua força, que é diferente de seu pH. A força de um ácido está relacionada à facilidade com que o íon hidrogênio se dissocia do ânion, chamado de base conjugada. A mesma ideia segue para uma base em referência ao íon hidróxido e seu ácido conjugado. Podemos atribuir um valor a essa força usando a constante de dissociação ácida, ou K_a.

K_a é definido usando as concentrações do ácido não dissociado e dos íons de hidrogênio dissociados e base conjugada. Muitas vezes você pode ver essa relação representada como pK_a, que é simplesmente o log negativo do K_a. Quanto menor o pK_a, mais forte é o ácido.

Alguns ácidos, como o ácido clorídrico, são monopróticos, o que significa que podem dissociar apenas um íon de hidrogênio. Os ácidos polipróticos, como o ácido fosfórico, podem dissociar vários íons de hidrogênio. Cada dissociação tem seu próprio pK_a.

Então, como podemos determinar pK_a? Uma maneira é realizar uma titulação ácido-base. A titulação é realizada adicionando lentamente uma solução de concentração conhecida a uma solução de concentração desconhecida enquanto observa a reação entre elas. Nesse caso, o ácido reage com a base em uma reação de neutralização para formar um sal e água.

Portanto, se quisermos medir a concentração de íons de hidrogênio em um ácido, podemos simplesmente titular com uma base forte com uma concentração conhecida de íons hidróxido até que o ácido seja neutralizado. Para realizar uma titulação com precisão, a base precisa ser padronizada – o que significa que você sabe a concentração exata de íons hidróxido. Isso nem sempre é simples.

Por exemplo, o NaOH, que você usará em seu experimento, é muito higroscópico, o que significa que absorve água da atmosfera. Isso acontece com o NaOH tanto como sólido quanto em solução. Portanto, a verdadeira concentração de uma solução de NaOH pode ser menor do que você esperaria.

Para determinar a concentração exata de NaOH, devemos primeiro realizar uma titulação ácido-base. Para fazer isso, você deve usar a base para titular um ácido com uma concentração conhecida. O hidrogenoftalato de potássio, KHP, é um ácido não higroscópico, portanto, podemos calcular com precisão sua concentração a partir de sua massa.

Podemos ver quando a titulação está completa – o que significa que o ácido é neutralizado – usando um indicador de pH como a fenolftaleína. A fenolftaleína é neutra e incolor entre cerca de pH 0 e pH 8.

À medida que o pH aumenta, dois íons de hidrogênio se dissociam. Esta forma aniônica é rosa. Então, quando começamos a titulação, a solução de KHP é ácida e a fenolftaleína é incolor. À medida que adicionamos NaOH e os íons de hidrogênio são neutralizados, o pH aumenta.

Nesta reação, a solução é neutra quando quantidades iguais de ácido e base foram misturadas. Depois disso, a adição de um pouco mais de NaOH torna o pH básico e a solução fica rosada. Isso é chamado de endpoint. Se soubermos os moles de KHP e o volume de NaOH usado para neutralizá-lo, podemos calcular a concentração exata da base.

Uma vez que tenhamos uma base padronizada, podemos determinar o pK_a de um ácido titulando uma concentração conhecida do ácido com nossa base padronizada enquanto monitoramos o pH. O gráfico de pH versus o volume de base adicionado é chamado de curva de titulação. A curva geralmente segue uma forma S ou sigmoidal, onde o ponto de inflexão da parte mais íngreme da curva denota um ponto de equivalência.

Aqui, os moles de íons hidróxido e íons de hidrogênio dissociados são iguais. Como pK_a, veremos um ponto de equivalência para cada íon de hidrogênio dissociado. Assim, um ácido monoprótico tem apenas um ponto de equivalência e um ácido triprótico tem três.

Quando realizarmos a titulação, saberemos que passamos do ponto de equivalência quando o indicador de pH mal muda de incolor para rosa. Isso é chamado de ponto final de titulação. Como quando padronizamos a base, é quando a solução tem um pequeno excesso de íons hidróxido e, portanto, é um pouco básica.

Outro ponto de inflexão no gráfico ocorre a meio caminho do ponto de equivalência. Aqui, as concentrações dos ácidos dissociados e não dissociados são iguais. Assim, o pH neste ponto é igual ao pK_a. Então, se realizarmos uma titulação e determinarmos o volume do ponto de equivalência, podemos calcular pK_a como o pH na metade desse volume.

Neste laboratório, você primeiro padronizará sua base e, em seguida, realizará uma titulação usando essa base padronizada para determinar dois pK_a de um ácido poliprótico.

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