Equilíbrio Iônico - Relatório

Introdução

Equilíbrio iônico é o estudo dos equilíbrios químicos envolvendo soluções aquosas de ácidos fracos e bases, que apresentam partículas iônicas e moléculas não ionizadas.1 Os ácidos e as bases são costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivos capazes de dissolver metais como se fossem comprimidos efervescentes. São componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos, além de matérias primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais.2

A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que em solução aquosa liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-.3

Exemplo de ácidos de Arrhenius:

Ácido + Água → Cátion + Ânion

Exemplo de bases de Arrhenius:

Base + Água → Cátion + Ânion

Porém apesar de útil, a teoria de ácidos e bases de Arrhenius tem limitações, pois é restrita a soluções aquosas. Em prol de ampliar o conceito, os químicos Johannes Brønsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ de uma substância para outra.4 De acordo com essa definição, é evidente que ambos coexistam na forma de par conjugado ácido-base, ou seja, obrigatoriamente a base recebe o próton doado pelo ácido, caso contrário não se aplica a teoria.5

Para uma substância ser um bom receptor de próton (uma base de Brønsted-Lowry), ela deve ter um par de elétrons não compartilhados para que o próton se ligue, G.N. Lewis foi o primeiro a observar este aspecto nas reações ácido-base, ele propôs uma definição de ácido e base que enfatiza o par de elétron compartilhado: um ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons, e uma base de Lewis é um doador de par de elétrons.4

Retomando à teoria de Brønsted-Lowry, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, e algumas bases são melhores receptoras de prótons do que outras. Em outras palavras, quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada; quanto mais forte é a base, mais fraco é seu ácido conjugado.

Uma substância, que dependendo das circunstâncias, possui habilidade em agir tanto como ácido de Brønsted, quanto base de Brønsted, é a água. Na presença de um ácido a água age como um receptor de próton; na presença de uma base, age como um doador de próton. Esse processo é chamado de auto ionização da água. Uma solução na qual [H+] = [OH-], é conhecida como neutra. (pH~7,0). A medida que a concentração de um desses íons aumenta, a concentração do outro deve diminuir, alterando o pH de forma que em soluções ácidas [H+] supera [OH-], e em soluções básicas [OH-] supera [H+] .4

O pH ou potencial Hidrogeniônico é uma escala logarítmica que mede o grau de acidez, basicidade e neutralidade de uma determinada solução. O pH pode variar de acordo com o temperatura, composição e concentração de cada substância6.

Para a determinação do pH é medida a concentração de íons hidrogênio (H+) em uma dada solução. Assim, quanto maior a concentração H+ mais ácida ela é. A escala de determinação do pH compreende os valores: 0 a 7 soluções ácidas; 7 a 14 soluções básicas e 7 soluções neutras7.

O cálculo do pH é dado pela seguinte equação:

pH= - log [H+] 8

A determinação do pH experimentalmente é feita através de indicadores, podendo ser esses: o papel indicador universal de pH (baixa precisão) e o phmetro (alta precisão).

Existem algumas soluções, denominadas soluções tampão, que são inibidoras da variação do pH. O preparo de uma solução tampão é feita com um ácido fraco de Bronsted e o outro uma base fraca de Bronsted, formando um par ácido e base conjugadas, na maioria do casos3. A solução tampão não protege um sistema contra um ácido ou base forte, apenas no caso de concentrações molares relativamente pequenas.

Em soluções ocorre a dissociação da molécula, formando íons (cátions e ânions). Os íons podem ser condutores de eletricidade na presença de eletrodos, entretanto, eles podem ser bons ou maus condutores. Essas partículas carregadas são chamadas de eletrólitos, classificados como forte ou fracos.

Os eletrólitos fracos, são conhecidos como substancias que em solução aquosa dissociam-se parcialmente, ou seja, possui íons livres na solução e também possui moléculas; caracterizando uma situação de equilíbrio químico, tendo reagentes (moléculas) transformando-se em produtos (íons) e vice-versa.

Um exemplo clássico de eletrólito fraco é o ácido acético:

CH3 CO2 H (aq) CH3 CO2 – (aq) + H+ (aq)9

Outra matéria relacionada é a hidrólise, denominação dada a qualquer reação química que envolva a quebra de uma molécula por ação da molécula de água. Hidro (água) e lise (quebra). Na hidrólise corre uma alteração de íons, sendo liberados para a solução cátions de hidrogênio (H+) ou ânions de hidroxila (OH–). Dessa forma, determinada molécula fragmenta-se e tem suas ligações complementadas com os íons resultantes da molécula de água, tendo em vista a formação de uma molécula diferente da original (reação química).10 

Materiais e Métodos

Os materiais foram:

• Vidraria de laboratório

• Tubo de ensaio

• Balão volumétrico

• Béquer

• Papel indicador universal

• pHmetro

• Proveta

• Pipeta

• Conta-gotas

Os reagentes foram:

• Hidróxido de amônio 6 mol. L-1

• Hidróxido de amônio 0,2 mol. L-1

• Ácido acético 4 mol. L-1

• Cloreto