E-books PCNA. Vol. 1 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 ÁCIDOS E BASES

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1 E-books PCNA Vol. 1 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 ÁCIDOS E BASES

2 1 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 SUMÁRIO Apresentação Capítulo Ácidos e Bases Teorias Ácido-Base Teoria de Arrenhius Teoria de Bronsted-Lowry Teoria de Lewis Comparando as três teorias Produto iônico da água Grau de ionização Lei de Ostwald: Variação de α com o volume PH e POH Titulometria EXERCÍCIOS PROPOSTOS GABARITO Página 1

3 2 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 Apresentação Ao chegar à UFPA, você tem a possibilidade de cursar gratuitamente cursos de nivelamento em Ciências Básicas (Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas no próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para enfrentar melhor o programa curricular do seu curso. Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em Química Elementar do PCNA. Este é o sexto de uma série de o i t o E-books que vão lhe acompanhar durante o curso, o professor utilizará este material como apoio às suas aulas e é fundamental que você o leia e acompanhe as atividades propostas. A série E-books PCNA-Química foi desenvolvida com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de Química Elementar. Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de Ácidos e Bases. É bom lembrar que não se pode aprender Química sem alguns pré-requisitos, que muitas vezes não valorizamos por acharmos simples e descomplicados, todavia, atenção e compreensão se fazem necessária. Página 2

4 3 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 Capítulo 6 6. Ácidos e Bases 6.1. Teorias Ácido-Base Os ácidos e bases são conceituados de três maneiras diferentes a partir de pontos de vista distintos: Teoria de Arrenhius Ácido é toda a substância que contendo hidrogênio, se dissocia em solução produzindo ions H +. Ex: HCl(aq) H + (aq) + Cl (aq) Base é toda a substância que em solução aquosa se dissocia, produzindo ions hidróxido (OH - ), Ex: NaOH(aq) Na + (aq) + OH (aq) Arrhenius classificava as substâncias em eletrólitos e não eletrólitos, conforme suas moléculas formassem ou não íons ao entrarem em contato com a água. Aquelas que se dissociavam totalmente eram eletrólitos fortes, as que não se dissociavam totalmente eram eletrólitos fracos. Página 3

5 4 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO Teoria de Bronsted-Lowry Ácido é a espécie que cede ions H + (prótons). Base é a espécie que recebe ions H +. Ácido é definido como um doador de próton e base como um receptor de próton. Uma reação de um ácido com uma base é, portanto, uma reação de troca de prótons; se um ácido é simbolizado por HA e a base por B, então podemos escrever uma equação generalizada ácido-base: HA + B A - + BH + Porém, o produto BH + também é capaz de doar seu novo próton recém-adquirido para outro receptor, e é, portanto, potencialmente outro ácido: Ácido1 + Base2 Base1 + Ácido2 Nesta reação esquemática, a Base1 é conjugada do Ácido1, e Ácido2 é conjugado da Base2. O termo conjugado significa estar conectado com, e implica que qualquer espécie química e sua espécie conjugada estão relacionadas com o ganho ou perda de prótons, formando um par ácidobase conjugado. Página 4

6 5 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO Teoria de Lewis Ácido é a espécie que recebe elétrons. Base é a espécie que doa elétrons. Base é definida como um doador de par de elétrons e ácido como um receptor de par de elétrons. Ex: A molécula de amônia forneceu um par de elétrons e, portanto, de acordo com a definição de Lewis é uma base, de modo semelhante à teoria de Brönsted. O resultado da combinação de uma base de Lewis e um ácido de Lewis é chamado um complexo (como no exemplo da formação do íon amônio). A ligação entre o ácido de Lewis e a base de Lewis foi através de uma ligação covalente onde um par de elétrons fornecido pela base ao ácido está agora sendo compartilhados por ambas as espécies químicas que lhe deu origem (trata-se de uma ligação covalente dativa). Página 5

7 6 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO Comparando as três teorias A teoria de Arrehenius é restrita ao meio aquoso e à presença de hidrogênio no ácido e de hidroxila na base. A teoria de Bronsted-Lowry abrange a de Arrehenius e amplia o conceito para substâncias que não se encontram em meio aquoso, mas é restrita a presença de H + (próton). A teoria de Lewis engloba as teorias de Arrehenius e Bronsted e amplia o conceito para substâncias que não se encontram em meio aquoso e não fazem transferências de prótons Produto iônico da água A água, segundo a teoria de Bronsted-Lowry, é anfótera, ou seja, é um ácido e uma base. Devido ser um eletrólito fraco, a concentração da água é praticamente constante. Logo, a constante de equilíbrio para o sistema: H2O(l) + H2O(l) H3O + (aq) + OH (aq) (Reação de auto ionização da água) Kc= {[H3O + ].[OH - ]}/[H2O] Página 6

8 7 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 Kw=[H3O + ].[OH - ]= (25 C; 1atm) (6.1) (Produto Iônico da Água) 6.3. Grau de ionização A força de um ácido e de uma base pode também ser expressa em termos de α, grau de ionização dos ácidos ou grau de ionização das bases. Para ácidos: α = nº de moléculas ionizadas nº inicial de moléculas = nº de moles ionizados nº inicial de moles (6.2) Para bases: α = nº de agregados iônicos dissociados nº inicial de agregados iônicos (6.3) Quanto mais forte for o ácido ou a base, maior será o valor do numerador da fração e, obviamente, maior será o α. Na pratica consideram-se fortes um ácido ou uma base que estão mais de 50% ionizado ou dissociada, respectivamente, isto é: Eletrólito forte α > 0,5 Página 7

9 8 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 É obvio que α pode ser no máximo igual a 1, situação utópica porque a ionização de ácidos ou dissociação de bases são equilíbrios iônicos mas cômoda para a resolução de problemas Lei de Ostwald: Variação de α com o volume A constante de equilíbrio de equilíbrio dos eletrólitos pode ser calculada se relacionarmos α com o volume da solução, através da Lei da diluição de Ostwald. De acordo com a reação: AB A + + B n(1 α) nα nα Sendo assim: Onde: K i = nα² V(1 α) (6.4) Ki= Constante de equilíbrio; n= nº de mols; α= Grau de ionização; V = Volume da solução. Página 8

10 9 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO PH e POH Em muitos casos, as concentrações de H + e OH - são expressas por números muito pequenos. Seria extremamente incômodo trabalhar com tais números. Então utiliza-se uma escala matemática, a escala de ph. Matematicamente: ph = log 1 [H+] poh = log 1 [OH ] Como o logaritmo do inverso de um número é o seu cologaritmo, ou logaritmo negativo, tem-se que: ph = log 1 [H + ] = colog [H+ ] = log[h + ] (6.5) poh = log 1 [OH ] = colog [OH ] = log[oh ] (6.6) Sabe-se que, à temperatura ambiente, para a água pura, temos a equação 6.1. Vamos aplicar logaritmos a essa expressão: log[h + ] + log[oh ] = 14. log10 log[h + ] + ( log[oh ]) = 14 ph poh Página 9

11 10 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 Em qualquer solução, ph + poh = 14. (6.7) Veja bem: Quando ph = 7, [H + ] = [OH - ] = 10-7 Solução neutra. Quando ph > 7, [H + ] < [OH - ] = Solução básica. Quando ph < 7, [H + ] > [OH - ] = Solução ácida Titulometria Titulometria é a medição das quantidades de reagentes a partir dos volumes das soluções que reagem. A operação aplica-se a soluções que reagem uma com a outra, o método é também conhecido como volumetria ou análise volumétrica. A operação pode ser resumida nas seguintes etapas: 1. Numa bureta está a solução titulada, que goteja sobre um erlenmeyer contendo um volume conhecido da soluçãoproblema e gotas de um indicador. 2. Quando o indicador muda de cor e essa mudança persiste, diz-se que o ponto de viragem foi alcançado. 3. Fecha-se a torneira da bureta e lê-se nela o volume da solução titulada consumida. Página 10

12 11 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 4. Nessa situação, são conhecidos o volume (V) e a normalidade (N) da solução titulada, bem como o volume (V1) da solução-problema. A normalidade (N1) que se deseja conhecer é dada por: V N = V1 N1 N1 = V N V1 (6.8) A estequiometria da volumetria está baseada no princípio da equivalência: Se a substância A reage com a substância B, o número de equivalentes-grama de A e o número de equivalentesgrama de B são iguais. Portanto: n. de EgA = n. de EgB (6.9) Exemplo 6.1: Na neutralização de 20 ml de uma solução de H2SO4 por meio de uma solução 0,5 N de KOH, dá-se a viragem quando são gastos 50 ml da base. Qual a normalidade da solução do ácido? Solução: Com a normalidade e volume gasto conhecido da base utilizada na titulação para determinar a normalidade Página 11

13 12 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 de uma solução ácida com volume definido, aplica-se a equação (6.8) nos cálculos. N1 = 0,5 N. 50 ml 20 ml = 1,25 N Logo, a normalidade da solução de ácido sulfúrico é de 1,25 N. Exemplo 6.2: 20 ml de uma solução de HCl neutralizam exatamente 80 ml de solução 0,2 mol/l de Ca(OH)2. Qual a concentração da solução de ácido? Solução: Neste tipo de problema, é necessário conhecer a equação da reação de neutralização e as equações de ionização do ácido e dissociação da base. 2HCl + Ca(OH) 2 2H 2 O + CaCl 2 HCl H + + Cl Ca(OH) 2 Ca OH Nota-se que a reação tem proporção de 1 mol de HCl para 2 mols de Ca(OH)2. Logo, aplicamos a equação (6.9), combinada com as equações (5.7), (5.8) e (5.9), obtendo: M A. X A. V A = M B. X B. V B Página 12

14 13 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 Com apenas um hidrogênio ionizável por molécula do ácido e dois íons hidróxidos dissociáveis por molécula da base, os valores de XA e XB são, respectivamente, 1 e 2. Logo, calcula-se a concentração molar da solução ácida. mol 0,2 M A = L. 2. 0,08 L 1. 0,02 L = 1,6 mol L Portanto, a solução ácida tem concentração igual a 1,6 mol/l. Página 13

15 14 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 EXERCÍCIOS PROPOSTOS Aqui estão questões relacionadas ao capítulo estudado. É importante o esforço para resolver todas as questões. Em caso de dúvidas os monitores do programa estão prontos para lhe ajudar. Bons estudos! 1) X, Y e Z representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de acordo com a tabela. Calcule o grau de ionização para cada ácido. 2) Um técnico de laboratório descuidado quer preparar 200,0 ml de uma solução 0,025mol/L de HCl(aq), mas usa um balão volumétrico de 250,0 ml. (a) Qual seria o ph da solução desejada? (b) Qual foi o ph da solução efetivamente preparada? Página 14

16 15 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 3) 300 ml de uma solução 0,0175 mol/l de KOH(aq) é preparada. 25,0 ml são pipetados da solução em um bécher. O bécher fica em um ambiente aquecido por dois dias, antes do uso, e nesse tempo parte da água evapora e o volume se reduz a 18,0 ml. (a) Qual seria o ph da solução inicialmente preparada? (b) Qual foi o ph da solução após a evaporação? 4) Um estudante colocou Na2O sólido em um balão volumétrico de 200 ml, que foi então enchido com água, resultando em 200 ml de uma solução de NaOH. 5,00 ml desta solução foram, então, transferidos para outro balão volumétrico e diluídos até 500,0 ml. O ph da solução diluída é 11,25. Qual é a concentração de íon hidróxido: (a) na solução diluída? (b) na solução original? (c) Que massa de Na 2O foi colocada no primeiro balão? Página 15

17 16 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 6 GABARITO 1) X = 10%, Y = 70% e Z = 20%. 2) a) 1,602; b) 1,699. 3) a) 1,757; b) 1,614. 4) a) 0, mol/l; b) 0,1778 mol/l; c) 1,102 g. Página 16