Equilíbrio Químico

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO AMAZONAS

DEPARTAMENTO DE ENSINO SUPERIOR

CURSO SUPERIOR DE TECNOLOGIA EM PROCESSOS QUÍMICOS

PRÁTICA N° 4

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

Manaus – AM

2014

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

Manaus

2014

Título: Equilíbrio Ácido-Base

Objetivos

• Medir o pH de uma solução utilizando-se de dois processos: indicadores visuais ácido-base e potenciômetro;

• Comparar os dois processos de medida de pH; e

• Efetuar cálculos com os valores de pH encontrados na determinação das constantes de equilíbrio K_(a )e K_b.

Introdução

Soluções aquosas podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é de fundamental importância em química, sendo sua determinação e seu controle muitas vezes necessários.

Uma solução ácida pode ser reconhecida por um conjunto de propriedades características, tais como:

- possui sabor azedo;

- reage com certos metais (Zn, Mg, Fe etc.), produzindo sais e liberando gás hidrogênio (H_2);

- muda a cor de certas substâncias denominadas indicadores ácido-base;

- neutraliza as propriedades características das soluções básicas;

- possui, a 25°C, pH abaixo de 7

Uma solução básica, por sua vez, pode ser reconhecida, também, por um conjunto de propriedades características, tais como:

- possui sabor amargo;

- é escorregadia ao tato;

- muda a cor dos indicadores ácido-base;

- neutraliza as propriedades características das soluções ácidas;

- possui, a 25°C, pH acima de 7.

De acordo com a teoria de Arrhnius, o que causa acidez é a espécie H_((aq))^+ produzida quando certas subtâncias (ÁCIDOS) se dissolvem em água e se ionizam.

H_2 SO_4 → 2 H^(+ ) + 〖SO〗_(4 (aq))^(2-)

Ácido Sulfúrico

HCl → H+(aq) + Cl-

Ácido Clorídrico

De acordo com a teoria (mais avançada e mais geral) de Bronsted e Lowry, o que causa acidez é a espécie H_3 O_((aq))^+ produzida pela reação destas mesmas substâncias com a própria água, conforme a seguir:

HCl + H_(2 )O → H_3 O^+ (aq) + Cl^-(aq)

NH_4^+ (aq) + H_(2 )O ↔ H_3 O^+(aq) + Cl^-(aq)

O que causa BASICIDADE, por sua vez, segundo a teoria de Arrthenius e também a de Bronsted e Lowry, é a espécie OH_((aq))^- produzida quando certas substâncias (BASES) são dissolvidas em água, sofrendo dissociação ou, então, reagindo com a própria água:

NaOH (s) + H_(2 )O (l) → Na^(+ ) (aq) + OH^- (aq)

Hidróxido de Sódio

NH_3(aq) + H_(2 )O(l) ↔ NH_4^- (aq) + OH-(aq)

Amônia

〖CH〗_3COO^- (aq) + H_(2 )O (l) ↔ CH3COOH(aq) + OH-(aq)

íon acetato

O motivo pelo qual uma solução ácida neutraliza (total ou parcialmente) uma solução básica ou vice-versa é facilmente compreendido a partir da formação de água:

H+(aq) + OH-(aq) ↔ H_(2 )O(l)

Como pode-se ver, a reação de neutralização é REVERSÍVEL, embora quase que completamente deslocada no sentido da formação de água. Embora a extensão seja muito pequena, a reação inversa é de enorme importância:

H_(2 )O (l) ↔ H+(aq) + OH-(aq)

Aplicando a lei do equilíbrio (lei de ação das massas) para reação inversa:

[H+(aq) ] [OH-(aq) ]

_______________________ = Keq

[H_(2 )O(l)]

Como [H_(2 )O(l)] é constante (por quê?), obtém-se

[H+(aq) ] . [OH-(aq)] = Keq . [H_(2 )O(l)] = Kw = 〖10〗^(-14), a 25°C

Assim, na água pura:

[H+(aq) ] = [OH-(aq)] = 〖10〗^(-7) mol/L, a 25°C

E, como sequência, tem-se

EM SOLUÇÃO ÁCIDA, [H+(aq)] > [OH-(aq)] e > 〖10〗^(-7) mol/L

EM SOLUÇÃO BÁSICA, [OH-(aq)] > [H+(aq)] e > 〖10〗^(-7) mol/L

A concentração de uma ou outra espécie depende, principalmente de três fatores:

A quantidade de ácido, ou base, dissolvida (geralmente dada em termos mol/L);

O número de hidrogênios ou grupos OH ionizáveis por molécula

Se o ácido, ou a base, é forte ou fraco.

Como a acidez de uma solução é uma função da [H_((aq))^+] e a basicidade ou alcalinidade uma função da [OH_((aq))^-], suas concentrações variam durante a neutralização de um ácido por uma base, ou vice-versa. O químico dinarmaquês chamado Sorensen introduziu um sistema indireto de expressar as concentrações destas duas importantes espécies, o pH. O pH de uma solução é expresso de maneira