META Estabelecer quantitativamente as reações de neutralização.

OBJETIVOS Ao final desta aula, o aluno deverá: distinguir uma reação de neutralização; definir pH e pOH; e resolver problemas relacionados ao assunto apresentado.

PRÉ-REQUISITOS Saber reconhecer um ácido e uma base forte e fraco(a); Entender estequiometria.

12 aula

Efeito sobre garrafa com água sendo derramada num copo. (Fonte: http://www.colegiosaofrancisco.com.br

Química I

Aágua é o mais comum e mais importante solvente do nosso planeta. Sua importância não se deve somente ao fato de sua abundância, mas, excepcionalmente, pela sua característica de dissolver grande variedade de substâncias.As soluções aquosas encontradas na natureza, como os fluidos biológicos e a água do mar, contêm muitos solutos. Como vimos na aula anterior, muitas das reações químicas que ocorrem em nós e ao nosso redor envolvem substâncias, tais como os ácidos e as bases, dissolvidas em água e, por esta razão, são ditas que ocorrem em solução aquosa. Nesta aula, focaremos nossa atenção para entendermos o equilíbrio ácido-base, que é o princípio básico de uma reação de neutralização. Para tanto, buscaremos um melhor entendimento dos conceitos de pH e pOH.

“As soluções aquosas encontradas na natureza, como fluidos biológicos e a água do mar, contêm muitos solutos.” (Fonte: http://www.portaldascuriosidades.com

Titulação ácido-base

12aula

Para entendermos o conceito de pH, necessitamos, além do conhecimento prévio a respeito de acidez e basicidade, for- ça dos ácidos e bases estequiometria, entender o comportamento da água e é o que faremos a partir de agora.

Como vimos na aula passada, uma das mais importantes propriedades químicas da água é sua habilidade em agir tanto como ácido quanto como base de Bronsted, ou seja, a água, em presença de um ácido, age como um receptor de próton, enquanto que, na presença de uma base, age como doador de próton. Assim, uma molécula de água pode doar próton para outra molécula de água:

Este processo é denominado de auto-ionização da água.

O PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA A constante de equilíbrio para a reação que acabamos de ver é:

Constante de equilíbrio para auto-ionização da água

Em soluções diluídas, o solvente, a água, está em grande excesso.Assim, podemos eliminar o denominador da equação acima. A expressão resultante é chamada de constante do produto iônico da águae é escrita Kw :

Constante de equilíbrio para auto-ionização da água

Química I

Logo, temos:

Como já vimos em aulas precedentes, os termos H+(aq) e intercambiável, para representar o próton hidratado. Desta forma, a reação de auto-ionização da água bem como a sua constante de equilíbrio podem também ser escritas das seguintes formas:

ATENÇÃO! − Esta equação é aplicável a qualquer solução aquosa;

− Pode ser usada para calcular [H+], se a [OH−] for conhecida; − Pode ser usada para calcular [-OH] , se a [H+]for conhecida;

− Uma solução na qual [H+] = [-OH] é conhecida como solução neutra;

Observe que:sendo o Kw uma constante de equilíbrio, quando [H+] aumenta,[-OH] diminui e vice-versa para que o valor de Kw não seja alterado.

Como em geral, na maioria das soluções as concentrações molar de H+ (aq) e OH− (aq) são bem pequenas, por conveniência elas são expressas em termos de pHepOH, que são cologarítmos na base

− Em água neutra a 25 °C, pH = pOH = 7,0.

Titulação ácido-base

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− Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 × 10-7, então o pH < 7,0.

− Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 x 10-7, então o pH > 7,0. − Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução.

− A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14.

− Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH. (por exemplo, o pH de HCl 2,0 mol/L é -0,301.)

Os valores de pH característicos para várias soluções são mostrados na Figura 1.

Química I

Outras escalas ‘p’

- Em geral, para um número X, pX = -Log [X+]

-Por exemplo,pKw = -logKw. Kw =[H+][OH-] = 1,0x10-14 pKw = -log ([H+][OH-]) = 14 -log ([H+] - Log[OH-]) = 14 pH + POH = 14

Medindo o pH - O método mais preciso para medição do pH é usar um medidor de pH, Figura 2. Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. Esses são chamados de indicadores. - Um indicador ácido-base é uma substância (ácido ou base fraco) que tem a particularidade de apresentar cores diferentes na forma ácida e na forma básica:

Hind ⇔ Ind - + H+

Num meio ácido, o equilíbrio desloca para a esquerda Num meio básico, o equilíbrio desloca para a direita - Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH porque muitos deles não têm uma mudança acentuada como uma função do pH.

A maioria dos indicadores tende a ser vermelha em soluções mais ácidas.Alguns dos indicadores mais comuns estão disponibilizados na Figura 3.

Figura 2. Medidor de pH digital

Titulação ácido-base

12 aula

Vimos, na aula passada, que os ácidos e as bases fortes são eletrólitos fortes e que ionizam completamente em solução.Vamos então observar algumas reações relacionadas a ambos os casos:

Ácido forte:

Dicas importantes:

Figura 3.Faixas de pH para a variação de cores de alguns indicadores comuns ácido-base. A maioria dos indicadores tem faixa útil de aproximadamente 2 unidades de pH.

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Bases fortes: -A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo,

NaOH, KOH, e Ca(OH)2 ).

-O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração em quantidade de matéria inicial da base.Tenha cuidado com a estequiometria. -Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.

O2- (aq) + H2O(l) → 2OH-(aq)

-UsandoKa, a concentração de H+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser calculada. Para tanto teremos que: – Escrever a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio . –Escrever a expressão de equilíbrio e encontrar o valor paraKa.

–Anotar as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo, exceto para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x.

Usamos, portanto, a constante de equilíbrio da reação de ionização para expressar a extensão na qual um ácido fraco se ioniza.

Reação de ionização:HA(aq) + H2O(aq) H3O+(aq) +

Logo, se representarmos um ácido fraco por HA, teremos: -A(aq)

HA(aq)H+(aq) + -A(aq) )

ousimplesmente: )

Titulação ácido-base

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Como o [H2 O] é o solvente, ele é omitido da expressão da cons- tante de equilíbrio.Assim, ouKeq = [H3O+] [A]

[HA]

Keq =

Da mesma forma que fizemos com a constante do produto iônico da água, trocaremos Keq (constante de equilíbrio) por Ka (constante de dissociação ácida). Neste caso, trocaremos o índice inferior da equação acima e passaremos a ter:

ouKa = [H3O+] [A]

[HA]

Atenção! - A ordem de grandeza de Ka indica a tendência de um ácido ionizar em água. Portanto, quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido. -Os ácidos fracos são apenasparcialmenteionizados em solução, ou seja, existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução. - Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é um ácido forte.

As bases fracas reagem com água, removendo prótons de H2 O, e com isso formam o ácido conjugado da base e íons OH−.

B(aq) + H2O(aq)HB+(aq) + OH− (aq)

Dicas importantes: -As bases geralmente têm pares de elétrons solitários ou cargas negativas para atacar os prótons. Portanto, as bases fracas removem prótons das substâncias.

Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes.Vejamos o exemplo abaixo:

NH3(aq) + H2O(l)NH4+ (aq) + OH- (aq) H

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-Da mesma forma que os ácidos, a constante de dissociação da base,Kb, é definida como: -

-As bases fracas mais neutras contêm nitrogênio (aminas). -Ânions de ácidos fracos também são bases fracas. Exemplo: OClé a base conjugada do HOCl (ácido fraco):

ClO-(aq) + H2OHClO(aq) + OH- (aq) Kb = 3,3 x 10-7

A partir de agora nós vamos, de fato, trabalhar as reações de neutralização num processo denominado titulação.

Por definição, titulação é o método de análise química pelo qual uma quantidade desconhecida de uma substância particular (analito) pode ser determinada, mediante a adição de uma solução de concentração conhecida (titulante), a qual reage com aquela em proporção definida e conhecida. Existem vários métodos de titulação, mas nós vamos, nesta aula, nos dedicarmos apenas à titulação ácido-base.

- Titulação Ácido-base Numa titulação ácido-base ocorre uma reação completa entre um ácido e uma base. Portanto, o que se tem é umareação de neutralização:

ácido + base → sal + água

Estas reações envolvem a combinação de íons hidrogênio e hidróxido para formar água. Outro exemplo:

Titulação ácido-base

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A titulação ácido-base pode ser do tipo:

-Titulação por acidimetria: titulação de bases livres ou as formadas da hidrólise de sais de ácidos fracos por um ácido padrão. -Titulação por alcalimetria: titulação de ácidos livres ou os formados da hidrólise de sais de bases fracas por uma base padrão.

Na prática o que se tem é: - Titulação ácido forte-base forte: o ponto de equivalência ocorre quando o pH = 7 - Titulação ácido fraco-base forte: o ponto de equivalência ocorre quando o pH > 7 - Titulação ácido forte-base fraca: o ponto de equivalência ocorre quando o pH < 7

Ponto de equivalência é o ponto no qual a quantidade do titulante adicionado é exatamente suficiente para que se combine em uma proporção estequiométrica, ou empiricamente reproduzível com o titulado (analito). Nesta situação o que se tem é: nácido = nbase

Importante! A titulação, embora seja um processo muito simples, necessita de alguns cuidados especiais: - A reação tem que ser estequiométrica e o analito e o titulante bem conhecidos:

devem ser removidas; - É necessário o uso do indicador para que ocorra a alteração de alguma propriedade da solução quando o ponto de equivalência for atingido;

Cálculo da concentração Como vimos que no ponto de equivalência o que temos é:

nácido = nbase

Titulante(A)Titulado(B)
Concentração conhecida (CA)Concentração desconhecida (CB)
Volume conhecido (VA)Volume conhecido (VB)

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Titulante(A)Titulado(B)
Concentração conhecida (CA)Concentração desconhecida (CB)
Volume conhecido (VA)Volume conhecido (VB)

No final da titulação: )

sta aula foi fundamental por propiciar ao aluno a oportunidade de ver a diferença entre um ácido forte e um fraco, bem como de uma base forte e uma base; reconhecer uma reação de neutralização; entender o que é um processo de titulação; saber também como determinar o pH e o pOH de uma solução. e, entender a importância da estequiometria no processo de titulação.

Como:C= n/V⇔ n = C x V

No início da titulação:

Temos no fim da titulação (ponto de equivalência): nA = nB ouCA x VA= CBx VBCA x VA= CB x VB

Titulação ácido-base

12aulaRESUMO Nesta aula fizemos um estudo sobre as reações ácido base, pro-

curando mostrar como se determinam as constantes de equilíbrio, de acidez e basicidade.Também procuramos mostrar a diferença entre um ácido forte e fraco e entre uma base forte e fraca.

ATIVIDADES 1. Calcule os valores de [H+] e [

] em uma solução neutra a 25 °C. 2. Calcule a concentração de H+(aq) em (a) uma solução na qual

[-OH] é 0,010 mol/L; (b) uma solução na qual [-OH] é 1,8x10-9 mol/L. Observe que: nesse problema, e em todos os outros que se seguem, a menos que seja dito o contrário, a temperatura é 25 °C. 3. Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L de ácido fórmico (HCHO2 ) e mediu seu pH usando um medidor de pH do tipo ilustrado na Figura 2. Constatou que o pH a 25ºC é 2,38. (a)

Calcule Ka para o ácido fornico nessa temperatura. (b) Qual a por- centagem de ácido ionizada nessa solução de 0,10 mol/L?

ATIVIDADE 1 - Usaremos a equação para o cálculo de Kw e a prerrogativa de que numa solução neutra:

Representaremos as concentrações de H+e-OHem uma solução neutra com x. Logo,

x = 1,0x10-7mol/L = [H+] = [-OH] Portanto, em uma solução ácida [H+] é maior 1,0x10-7mol/L; e em uma solução básica [H+] é menor que 1,0x10-7mol/L.

Química I

De posse destes dados, podemos fazer uma pequena contabilidade para determinar as concentrações das espécies envolvidas no equilíbrio.Temos que a solução inicialmente é de 0,10

ATIVIDADE 2 - (a)Como a concentração do íon hidróxido é conhecida, podemos calcular a concentração do íon hidrônio. Usaremos a equação do equilíbrio:

1,0x10-141,0x10-14

Logo, essa solução é básica porque a [-OH] > [H+].

[H+] = 1,0x10-141,0x10-14

Essa solução é básica porque a [OH−] > [H+].

ATIVIDADE 3 - Como temos a concentração molar da solução aquosa do ácido fraco e o pH da solução a 25ºC, podemos de- terminar o valor de Ka para o ácido e a porcentagem do ácido ionizada. Portanto, (a) O primeiro passo na resolução de qualquer problema é escrever a equação:

HCHO2(aq)H+(aq) + CH-2O(aq)

Em seguida, escrever a expressão da constante de equilíbrio:

Ka = [HCHO2]

[H+] [CHO2 ]

E com o pH medido, calcular [H+]:

pH = -Log [H+] = 2,38 Log [H+] = - 2,38 [H+] = 10-2,38 = 4,2 x 10-3 mol/L

Titulação ácido-base

12aula mol/L de moléculas de HCHO2 e a ionização do ácido em H+ e

CH. Para cada molécula de HCHO2 em solução que ioniza, um íon H+e um íon CHsão produzidos. Como o pH medido indica que a [H+] = 4,2 x 10-3 mol/L no equilíbrio, podemos então construir a seguite tabela:

HCHO2(aq)H+(aq) + CH-2O(aq)

Na resolução deste exercício devemos estar atentos para ver que: •A concentração de H+, por ser muito pequena, foi desprezada devido à auto-ionização de H2O;

• A quantidade de HCHO2 que se ioniza é muito pequena com- parada à concentração inicial do ácido; • Para o número de algarismo significativos que estamos usando, a subtração produzirá 0,10 mol/L: (0,10 - 4,2 x 10-3) mol/L 0,10 mol/L • Agora, podemos inserir as concentrações no equilíbrio na expressão para Ka:

(b)A porcentagem de ácido que ioniza é dada pela concentra- ção de H+ ou CH-2O no equilíbrio, dividida pela concentração inicial do ácido, multiplicada por 100%.

[HCHO2] inicial

Porcentagem de ionização =

[H+] equilíbrio

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1. Por qual fator [H+] muda para uma variação de pH de: a) 2,0 unidades? b) 0,50 unidades? 2. Complete a seguinte tabela calculando os itens que estão faltando e indique se a solução é ácida ou básica.

[H+] [OH-] pH pOH Ácida ou básica?

7,5 x 10-3 mol/L
3,6 x 10-10 mol/L

8,25 5,70

3. a) O que é uma base forte? b) Uma solução é rotulada como 0,125 mol/L de Sr(OH)2 . Qual é a [OH-] para a solução? c)A seguinte afirmativa é verdadeira ou falsa: como Mg(OH) 2 não é muito solúvel, ele não pode ser uma base forte. Justifique sua resposta. 4. Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções de ácido forte: a) 8,5 x 10-3 mol/L de HBr b) 1,52 g de HNO3 em 575 mL de solução c) 5,0 mL de 0,250 mol/L de HClO4 diluído para 50,0 mL d) uma solução formada pela mistura de 10,0 mL de 0,100 mol/ L de HBr com 20,0 mL de 0,200 mol/L de HCl.

BROWN,T. L. et al.Química,aciênciacentral.9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall. 2005. KOTZ, J. C.;TREICHELJR, P. M.Química Geral 1 e reações Químicas.Trad. 5 ed. São Paulo: PioneiraThomson Learning. 2005.

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