Equilibrio Acido Base

1. Introdução

Os ácidos e bases já tiveram diversas definições ao longo do tempo. À princípio, Arrhenius definiu ácido como sendo uma substância que, em solução aquosa, liberam íons H+ e bases como substâncias que, em solução aquosa, liberam íons OH-. Entretanto, perceberam que estas reações também poderiam ocorrer em outros solventes ou até mesmo na ausência destes. Posteriormente, os químicos Johannes Bronsted e Thomas Lowry, propuseram que os ácidos são doadores de íons H+ e bases são aceptoras de prótons H+. Mais tarde J. N. Lewis propôs que um ácido é um aceitador de par de elétrons e uma base é um doador de par de elétrons.

Segundo a definição de Bronsted-Lowry, ácidos e bases podem ser classificados como fortes e fracos. Um ácido forte é aquele que se encontra completamente desprotonado em solução, ou seja, todas as moléculas de ácido doam íons H+ para a água, formando o íon hidrônio (H3O+), enquanto que em um ácido fraco, apenas uma parcela das moléculas do ácido doam prótons H+. No caso das bases, quando estão completamente protonadas em solução, ou seja, quando um íon H+ liga-se à um íon O2-, são chamadas de bases fortes, quando estas não se encontram completamente protonadas em solução, são chamadas de bases fracas.

Ainda segundo a teoria de Bronsted-Lowry, um ácido só atua como doador de prótons na presença de uma base que possa receber estes prótons. Esta relação entre ácido e base é conhecida como par conjugado.

Uma mesma substância pode atuar como ácido ou base, como é o caso da água, estas substâncias são denominadas anfipróticas, ou seja, pode tanto doar como receber prótons. Por esta razão, a água pode sofrer autoprotólise, isto é, pode ocorrer transferência de prótons até mesmo em água pura. A constante de equilíbrio da água é: Kw = 1,0 x 10-14.

A constante de equilíbrio dos ácidos é dada por:

Ka = ([produtos])/([reagentes])

No caso das bases, a constante de equilíbrio é dada por:

Kb = ([produtos])/([reagentes])

À partir das constantes de equilíbrio é possível determinar as concentrações das espécies no equilíbrio.

As concentrações de íons H+ podem variar bastante, indo desde valores muito pequenos à valores maiores que 1 mol.L-1, para evitar a dificuldade de lidar com estas variações, foi criada a escala de pH, que expressam a molaridade do íon H3O+ em termos de logaritmo negativo (na base 10) da atividade do íon H3O+, como descrito na fórmula:

pH = -log [H3O+]

pH < 7: soluções ácidas;

pH = 7: soluções neutras;

pH > 7: soluções básicas ou alcalinas.

Apesar das reações em que um ácido reage com uma base produzindo um sal, seja chamada de reação de neutralização, o pH destas soluções, normalmente, não será neutro. A acidez ou basicidade destas soluções dependerá da natureza dos íons presentes nesta solução, ou seja, da força do ácido e da base presente.

Em uma reação em equilíbrio, a adição de um íon comum à um íon já contido na solução, pode haver alteração no pH desta solução. Por exemplo: a adição de um ácido em uma solução composta por um ácido e uma base fará com que o pH diminua, ou seja, aumentará a acidez desta solução, de modo contrário, a adição de uma base, faria com que aumentasse a basicidade da solução, aumentando o pH, este processo recebe o nome de efeito do íon comum.

Em contrapartida, algumas soluções têm a capacidade de segurar variações no pH, estas soluções são chamadas de tampão. Os tampões são formados por misturas de um ácido fraco e sua base conjugada ou uma base fraca e seu ácido conjugado. Um tampão é capaz de segurar variações no pH mesmo com a adição de um ácido ou base forte, no entanto, cada tampão possui um limite para tolerar estas variações. Estas soluções são muito usadas para calibrar pHmetro e em culturas de células.

2. Objetivos

- Estudar o efeito da adição de um íon comum à um equilíbrio de dissociação de ácido fraco, observando a variação no pH causada por esta adição;

- Verificar o pH de diferentes sais;

- Estudar a capacidade de uma solução tampão ao adicionar uma base forte;

- Observar o comportamento e perturbações de sistemas em equilíbrio.

3. Resumo

Este relatório apresenta os resultados obtidos através das observações feitas à cerca do experimento de “Equilíbrio Ácido-Base”. Nele estão contidas informações sobre o efeito no pH causado pela adição de um íon comum à uma equilíbrio de dissociação de ácido fraco, as diferenças de pH na hidrólise de diversos sais, bem como a construção de uma solução tampão e o estudo de sua capacidade tamponante.

4. Procedimento Experimental

a) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco:

Colocamos em um tubo de ensaio 3 mL (60 gotas) de ácido acético 0,2 mol.L-1. Adicionamos 1 gota de indicador universal e agitamos, a coloração ficou alaranjada correspondendo ao pH 4 conforme o modelo da bancada fornecido pelos docentes.

Transferimos metade desta solução para um outro tubo de ensaio, à um deles adicionamos 1,5 mL de água destilada e ao outro, adicionamos de 10 em 10 gotas, uma solução de acetato de sódio 0,4 mol.L-1, até que o volume se equiparou ao do outro tubo. No tubo 1, o pH ficou em torno de 4. Já no segundo tubo, a cada cinco gotas adicionadas verificamos o pH da solução, comparando com algumas soluções padrões. Adicionamos no total, 30 gotas de acetato de sódio. O pH não variou muito, pois se deu a viragem com 18 gotas ficando sempre em torno de 5, com uma coloração laranjada bem clara.

b) Hidrólise de sais em solução:

Numeramos 8 tubos de ensaio e a cada um deles adicionamos respectivamente:

1. Cloreto de amônio;

2. Acetato de sódio;

3. Carbonato de sódio;

4. Hidrogenocarbonato