A Química Inorgânica

Atividade 2 de Química Inorgânica

1. Autoionização da Água

A autoionização ou autoprotólise caracteriza-se pela dissociação parcial de um líquido puro em íons. A equação química balanceada da autoionização da água é representada por:

[pic 1]

Assim, no processo de autoionização, a água forma o íon oxônio (), também denominado de hidrônio, e o íon hidróxido (). Através da equação percebe-se que uma das moléculas de água transfere um próton para outra molécula de água, entretanto, este processo ocorre apenas em uma extensão muito limitada no sentido direto, o que significa que se trata de um processo em equilíbrio em que o equilíbrio está essencialmente deslocado no sentido dos “reagentes”. Como é um processo em equilíbrio podemos representar a respectiva expressão da constante de equilíbrio:[pic 2][pic 3]

[pic 4]

Para um sistema em que temos líquidos puros a atividade do líquido é igual à 1, assim, a expressão da constante de equilíbrio pode ser reduzida à:

[pic 5][pic 6]

A constante  é denominada como constante de ionização da água e é representa como o produto das concentrações dos íons  e , sendo esta expressão conhecida como produto iônico da água. O valor do produto iônico da água é 1,0 x  a 25ºC uma vez que: [pic 7][pic 8][pic 9][pic 10]

[pic 11]

[pic 12]

Uma forma mais conveniente de expressar a concentração de íons  em soluções aquosas diluídas é através da escala de pH. O pH de uma solução é definido como o valor do logaritmo de base 10 (log) da concentração molar de multiplicado por -1: [pic 13][pic 14]

[pic 15]

Como , temos que pH: [pic 16]

[pic 17]

Este tipo de cálculo pode também ser aplicado para a [], neste caso temos pOH: [pic 18]

[pic 19]

Logo de forma inversa, conhecendo o pH e pOH podemos obter as respectivas concentrações molares de  e : [pic 20][pic 21]

 [pic 22]

Consideremos novamente a expressão da constante de auto-ionização da água:

[pic 23]

Aplicando –log aos dois membros da equação:

[pic 24]

[pic 25]

Que resulta em:

[pic 26]

Portanto a soma dos valores de pH e pOH devem ser igual a 14 para satisfazer a constante de ionização da água quando a solução é neutra ().[pic 27]

1. Ácido e Base de Brønsted e Lowry

Johannes Brønsted e Thomas Lowry propuseram, em 1923, que o aspecto de uma reação ácido-base é a transferência de um próton de uma espécie para outra em que um próton, segundo os mesmos, é um íon hidrogênio . Qualquer substância que atue como um doador de próton seria classificado com um ácido, enquanto que qualquer substância que atue como um receptor de próton seria classificado como uma base, sendo chamadas de ácidos de Brønsted e bases de Brønsted, respectivamente.[pic 28]

Um exemplo de ácido de Brønsted é o fluoreto de hidrogênio (HF) que pode doar um próton a uma outra molécula, assim, quando ele se dissolve em água temos:

[pic 29]

Outro exemplo de ácido de Brønsted é o cloreto de hidrogênio (HCl) que ao borbulhar em água resulta na reação a seguir:

[pic 30]

Um exemplo de base de Brønsted é a amônia, , que pode aceitar um próton de um doador:[pic 31]

[pic 32]

Segundo, a definição de Brønsted, a água por ser um exemplo de substância anfiprótica atua como ácido de Brønsted assim como base de Brønsted. A transferência de próton entre ácido e bases é rápida em ambas as direções; assim o equilíbrio dinâmico fornece uma descrição mais completa do comportamento do ácido HF e da base  em água do que somente a direção direta sendo, a característica central da química ácido-base de Brønsted, em solução aquosa, é que rapidamente a reação atinge o equilíbrio de transferência de prótons.[pic 33]

[pic 34]

[pic 35]

A simetria de cada uma das reações acima, em ambas as direções de equilíbrio, dependem da transferência de próton de um ácido para uma base sendo expressa o equilíbrio de Brønsted geral como:

[pic 36]

A é denominada como base conjugada do , enquanto que o  é o ácido conjugado da . A base conjugada de um ácido é a espécie gerada após a perda de um próton enquanto que o ácido conjugado de uma base é a espécie gerada após o ganho de um próton. Assim, é a base conjugada do ácido e o é o ácido conjugado da água. Não há distinção fundamental entre um ácido e um ácido conjugado ou entre uma base conjugada e uma base.[pic 37][pic 38][pic 39][pic 40][pic 41][pic 42][pic 43]

A força de um ácido de Brønsted, como por exemplo o HF, em solução aquosa é expressa pela constante de atividade . Para a reação relativa ao ácido HF temos:[pic 44]

                [pic 45][pic 46]

Nesta definição, [X] simboliza o valor numérico da concentração molar das espécies X, no exemplo acima, se a concentração de HF é de 0,001 mol/L, então [HF] = 0,001. Um valor de  menor do que 1 implica que a retenção de próton pelo ácido é favorecida, ou seja, sob condições normais, somente uma fração pequena de moléculas de ácido estão desprotonadas em água.[pic 47]

O equilíbrio de transferência de próton de uma base, como por exemplo , em água, pode ser expresso em termos de uma constante de equilíbrio denominada constante de basicidade . Assim, para a reação relativa à base  temos:[pic 48][pic 49][pic 50]

                 [pic 51][pic 52]

Caso o valor da constante de basicidade for menor do que 1 significa que, sob condições normais, somente uma pequena fração de moléculas de   estão protonadas em água.[pic 53]

Como visto anteriormente, a transferência de próton de uma molécula de água para outra é chamada de autoionização. A extensão da autoionização e a composição da solução no equilíbrio é descrita pela constante de autoionização da água . Um papel importante para a constante de autoprotólise de um solvente é a capacitar a expressão da força de uma base em relação da força do seu ácido conjugado. Então, o valor da constante  está relacionada ao valor da constante  para o equilíbrio por:[pic 54][pic 55][pic 56]