SlideShare uma empresa Scribd logo
1 de 6
Baixar para ler offline
C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r
w w w . c h e m k e y s . c o m
* Autor para contato

Química Analítica Básica:
Os conceitos acido-base e a escala de pH
João Carlos de Andrade*
Universidade Estadual de Campinas, Instituto de Química
Criado em Janeiro de 2010
Ácidos
Bases
Teorias ácido-base
pH
Conceito de pH
Escala de pH
Acidez
Alcalinidade
Basicidade
O uso de ácidos e bases bem como as medidas de pH são
procedimentos de rotina em laboratórios. Entretanto, o
conceito de pH não é trivial, porque envolve a atividade
de um único íon (H3
O+
) que, por definição, não pode ser
medido diretamente [1]. Isto faz com que o conhecimento
das teorias ácido-base fundamentais, associadas ao
conceito de pH, que mede a acidez (ou a alcalinidade) de
um meio reacional em solução aquosa, seja de fundamental
importância para a formação do químico. Neste texto
discutem-se as teorias de ácidos e bases mais conhecidas
e o conceito de pH.
I n t r o d u ç ã o
Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA)
dandrade@iqm.unicamp.br
I n f o r m a ç õ e s d o A r t i g o
Histórico do Artigo
Palavras-Chaves
R e s u m o
Os ácidos e bases são compostos químicos sempre presentes em nosso dia-
a-dia. São matérias primas importantes na indústria de transformação e
necessárias para o controle de vários processos industriais.
Participam ativamente do metabolismo dos organismos vivos e, quando
lançadas indevidamente no ambiente, podem alterar as condições
ambientais favoráveis ao bem estar humano. Os ácidos possuem sabor
azedo (ex.: frutas cítricas) enquanto que as bases têm sabor adstringente
(“gosto de sabão”) e fazem parte da formulação de cosméticos, alimentos,
refrigerantes, medicamentos, produtos de limpeza, produtos de higiene,
etc. O meio mais comum para se determinar a acidez ou basicidade de um
meio aquoso é a medida do pH da solução, mas este conceito não é tão
simples como parece.
Os conceitos de ácido e de base foram introduzidos pela
primeira vez em 1884, na Tese de Doutorado de Svante
August Arrhenius (1859-1927; Prêmio Nobel de Química
em 1903 e o primeiro a relacionar a quantidade de CO2
com o aumento da temperatura global). Ele associou a
idéia de ácido com a presença de íons H3
O+
e de base
com a presença de íons OH-
. Pela sua concepção clássica,
ácidos seriam todas as substâncias capazes de formar íons
hidroxônio (erroneamente chamado de “prótons”)1
H2
O + HA = H3
O+
+ A-
O s c o n c e i t o s á c i d o - b a s e m a i s
c o n h e c i d o s
1
É impossível a existência de prótons (núcleos de hidrogênio) em solução.
C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r
Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA)
e bases todas as substância capazes de liberar íons
hidroxila
MOH + H2
O = M+
+ OH-
+ H2
O
Esta teoria foi defendida por muitos químicos
contemporâneos de Arrhenius, mas apesar de bem aceita,
apresentava falhas. Além de ser válida apenas para
soluções aquosas, apresentava outra limitação séria, pois
não levava em conta o papel do solvente em um processo
de dissociação. Assim, sua teoria não enquadrava as
substâncias que não tinham (H) ou (OH) em suas
fórmulas, mas produziam reações ácidas (ou básicas), tais
como:
Al3+
+ 2H2
O = H3
O+
+ [Al(OH)]2+
ou
CO3
2 -
+ H2
O = HCO3
-
+ OH-
Na tentativa de contornar este problema, Johannes
Nicolaus Brønsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry
(1874–1936), independentemente, em 1923, propuseram
um conceito de ácido e base mais geral, pelo qual se
definem ácidos (bases) como substâncias eletricamente
neutras ou iônicas que, em solução, são capazes de doar
(aceitar) “prótons” [2-4]. Em outras palavras, os ácidos
e as bases são definidos como doadores e aceitadores de
“prótons”, respectivamente.
De acordo com esta concepção, têm-se ácidos e bases
conjugados, de modo que a dissociação clássica deve ser
escrita como uma reação ácido-base.
HCl + H2
O = H3
O+
+ Cl-
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
CO3
2-
+ NH4
+
= HCO3
-
+ NH3
base 1 ácido 2 ácido 1 base 2
bem como a reação de autodissociação da água
H2
O + H2
O = H3
O+
+ OH-
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
onde ácido1-base 1 e ácido 2-base 2 são os pares ácido-
base (ácidos e bases conjugados) do processo. Certos
solventes, em particular a água e alcoóis, são chamados
anfipróticos, pois podem agir como doadores e receptores
de “prótons”.
Outros solventes além destes, são também considerados
por esta teoria.
Exemplos:
HClO4
+ H3
C-COOH = H3
C-COOH2
+
+ ClO4
-
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
C2
H5
OH + NH3
= NH4
+
+ C2
H5
O-
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
Gilbert Newton Lewis, também em 1923, começou a
trabalhar no seu conceito de ácidos e bases e introduziu
uma generalização ainda maior a respeito desse assunto
[5]. Utilizando e estendendo as suas idéias sobre as ligações
químicas, propôs que ácida seria uma substância que pode
“aceitar” um par de elétrons em uma reação química e
que básica é uma substância que pode “doar” um par de
elétrons em uma reação química. Esta concepção, que
inclui a proposta por Brønsted e Lowry como um caso
especial, fez-se necessária para explicar o comportamento
de certas substâncias que não possuem “prótons”, mas
apresentam propriedades e sofrem reações próprias de
ácidos e bases, tais como:
BF3
+ :NH3
H3
N:BF3
H3
O+
+ :NH3
= [H:NH3
]+
+ H2
O
ácido base produto(s)
Por outro lado, a força dos ácidos e bases de Lewis não
é fixa, mas varia em função da natureza da substância
associada e da influência dos substituintes, que podem ser
de caráter eletrônico (eletronegatividade do substituinte)
ou estéricos (volume e posição dos substituintes; ver
Figura 1). Exemplos:
(I) Ácidos: (CH3
)3
B  H3
B  F3
B
(II) Bases : (CH3
)3
N:  H3
N:  F3
N:
(III) Piridina (Py) ~ o-CH3
Py  p-CH3
Py
Piridina o-metil piridina p-metil piridina
Figura1.Comportamentoprevistoparaácidosebasesdeacordo
comateoriadeLewis.(I)e(II):influênciadaeletronegatividadedos
substituintes; (III):Influênciasestéricasdosubstituinte,emrelação
aoátomodeNitrogêniodaPiridina.Os modelos3DdaPiridinaede
seusmetil-derivadosforamconstruídosno3D-Viewerdoaplicativo
KnowItAllU(Bio-RadInformaticsDivision).
C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r
Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA)
Ahrland et al. [6] propuseram que os íons metálicos
poderiam ser classificados como cátions metálicos do
tipo (a), cátions metálicos do tipo (b) e cátions de metais
de transição. Segundo eles, os cátions metálicos do tipo
(a) possuiriam configuração eletrônica de gás inerte
(d0
), simetria esférica, baixa polarizabilidade (não se
deformam sob efeito de campos elétricos), coordenariam
preferencialmente com íons F-
e com ligantes contendo O
e N e seriam “esferas duras”. Entre essas espécies estariam:
(H+
), Li+
, Na+
, K+
, Be2+
, Mg2+
, Ca2+
, Sr2+
, Al3+
, Sc(III),
La(III), Si(IV), Ti(IV), Zr(IV) e Th(IV).
Os cátions metálicos do tipo (b) possuiriam configuração
eletrônica correspondente ao Ni0
, Pd0
e Pt0
[10 ou
12 elétrons na camada externa - configurações nd10
e nd10
(n+1)2
], teriam menor eletronegatividade, alta
polarizabilidade, se coordenariam preferencialmente com
bases (ligantes) contendo os elementos I, S ou N e seriam
“esferas moles”. Entre essas espécies estariam: Cu+
, Ag+
,
Au+
, Tl(I), Ga(I), Zn2+
, Cd2+
, Hg2+
, Pb2+
, Sn(II), Tl(III),
Au3+
, In(III) e Bi(III). Os cátions de metais de transição
apresentariam configuração eletrônica ndq
, onde 0q10,
como as espécies V(II), Mn2+
, Fe2+
, Co2+
, Ni2+
, Cu2+
,
Ti(III), V(III), Cr3+
, Mn(III), Fe3+
e Co3+
.
Pearson [7], baseado na classificação dos íons metálicos
proposta por Ahrland et al [6], fez então um ordenamento
empíricodeácidosebases,útilnaprevisãodasestabilidades
relativas de complexos, introduzindo o princípio dos
“ácidos e bases duros e moles”, na tentativa de unificar a
química das reações orgânicas e inorgânicas.
Segundo ele, os metais o tipo (a) (ácidos – pequenos,
compactos e pouco polarizáveis) preferem os ligantes
(bases) de mesmas características, enquanto que os metais
do tipo (b) (ácidos) preferem ligantes (bases) que tendem
a ser maiores e mais polarizáveis. Assim, relação empírica
proposta por Pearson é aquela onde ácidos “duros”
preferem bases “duras” e ácidos “moles” preferem bases
“moles”.
Mais especificamente, os ácidos “duros” seriam todos
os cátions metálicos do tipo (a), mais Cr3+
, Mn(III),
Co3+
e VO2+
, que teriam preferência por bases contendo
os átomos ligantes NP; OS e FCl. Os ácidos
“moles” seriam todos os cátions metálicos do tipo (b),
menos Zn2+
, Pb2+
e Bi(III), que teriam preferência por
bases contendo os átomos ligantes PN; SO e IF.
Os casos intermediários (“borderline”) seriam todos os
cátions bivalentes de metais de transição, mais Zn2+
, Pb2+
e Bi(III).
Comparativamente, seriam ácidos de Lewis os ácidos
“duros” H+
, Li+
, Na+
, K+
, Mg2+
, Ca2+
, Cr3+
, Mn2+
, Fe3+
,
Co3+
, Al3+
e Si(IV), os ácidos intermediários (“borderline”)
Fe2+
, Ni2+
, Cu2+
, Zn2+
e [Pb2+
(com tendência para “mole”)]
e os ácidos “moles” Cu(I), Ag+
, Cd2+
e Hg2+
. Da mesma
forma, seriam bases de Lewis as bases “duras” NH3
, H2
O,
OH-
, ROH, CH3
COO-
, CO3
2-
, NO3
-
, PO4
3-
, SO4
2-
e F-
,
as bases intermediárias C6
H5
NH2
, C5
H5
N:, NO2
-
Br-
e
[Cl-
(com tendência para “mole”)] e as bases “moles” C2
H4
,
C6
H6
, R3
P, (RO)3
P, RSH, S2
O3
2-
, S2-
e I-
.
Entretanto, apesar dessas teorias, o fato é que o melhor
conceito para se trabalhar na prática da química analítica
é o de Brønsted e Lowry. Não é tão complicado de se
entender e pode explicar os fenômenos ácido-base mais
comuns.
A e s c a l a d e p H
O termo pH é uma abreviação de “pondus hydrogenii” ou
“potentia hydrogenii” (pondus=peso; potentia=potência;
hydrogenii=hidrigênios; daí o termo comum potencial
hidrogeniônico). Ela foi proposta por Søren Peder
Lauritz Sørensen (1868-1939) in 1909 [8], para expressar
concentrações muito pequenas de íons hidrogênio em
soluções aquosas, e definida como pH = -log [H+
]. A
definição baseada na atividade dos íons hidrogênio, pH
= -log (aH+
), foi introduzida mais tarde por Sørensen e
Linderstrøm-Lang (Kaj Ulrik Linderstrøm-Lang; 1896-
1959) [9].
Para um melhor detalhamento, considerar água pura
representada pelo equilíbrio
H2
O + H2
O = H3
O+
+ OH-
chamado equilíbrio de autodissociação (“autoprotólise”).
Realmente, uma vez que a maioria das reações e processos
químicos ocorre em solução aquosa, o solvente água deve
ter uma atenção especial. Pela condição de equilíbrio:
onde a(H2
O)=1 (em T=298,15 K), P=101,325 kPa e KH2O
é a constante de autodissociação (“autoprotólise”) da água.
Lembrar sempre que, sendo uma constante de equilíbrio,
o valor de KH2O
é uma função da temperatura (ver Tabela
1). Geralmente, para simplificar a escrita, usa-se o símbolo
H+
(também erroneamente chamado de “próton”) ao invés
de H3
O+
, mas isso não significa que temos prótons livres
em solução (ver nota de rodapé #1).
C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r
Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA)
Tabela1.Algunsvaloresdoprodutoiônicodaáguaemfunçãoda
temperatura.
T/o
C T/ K KH2O
x 1014
/ mol L-1
pKH2O
pH neutro
0 273,15 0,114 14,94 7,47
5 278,15 0,186 14,73 7,37
10 283,15 0,293 14,53 7,27
15 288,15 0,457 14,34 7,17
20 293,15 0,681 14,17 7,08
25 298,15 1,008 14,00 7,00
30 298,15 1,471 13,83 6,92
35 308,15 2,089 13,68 6,84
40 313,15 2,916 13,54 6,77
45 318,15 4,074 13,39 6,70
50 323,15 5,476 13,26 6,63
Assim, pode-se escrever simplificadamente que
H2
O = H+
+ OH-
Aplicando-se (–log) e a definição de atividade [10] em
ambos os lados da equação matemática do equilíbrio,
tem-se uma mudança de escala, dada por:
onde e são as concentrações em mol kg-1
(concentração molal). Daí a definição formal de pH
e de pOH como e
.
Considerando-se que em soluções muito diluídas em água
pura(diluiçãoinfinita)as concentraçõesdeH3
O+
eOH-
em
mol kg-1
são aproximadamente iguais às concentrações em
mol L-1
, se pode simplificar a equação acima, obtendo-se
daí as relações matemáticas mencionadas anteriormente.
e
No entanto, a definição operacional de pH de uma
solução aquosa é ainda um pouco mais complicada. Como
o conceito de pH envolve a atividade de um único íon
que, por definição, não pode ser medida diretamente,
ele é definido operacionalmente em termos do método
pelo qual é determinado [1, 11]. Assim, de acordo com as
recomendações da IUPAC [11], a definição de pH deve
ser escrita como:
onde o termo é a condição de estado padrão,
numericamente igual a 1 mol kg-1
. Desta forma, o
pH é uma variável adimensional, mas dependente da
temperatura.
As medidas diretas de pH são comumente feitas com
eletrodosapropriados(exemploclássico:montagemusando
o eletrodo padrão de hidrogênio como referência; eletrodo
de vidro combinado Ag/AgCl) e tampões padronizados,
de acordo com as recomendações da IUPAC [11-13].
Nestas condições, a equação abaixo é obedecida:
onde S é uma solução padrão (tampão) de referência com
pH=pH(S) com força eletromotriz ES
(FEM, obtida da
equação de Nerst 2
) e EX
é a força eletromotriz da solução
desconhecida (X). O fator F é a constante de Faraday (F
= 96.485 C mol-1
), R é a constante universal dos gases (R=
8,314 J K-1
mol-1
) e T é a temperatura (K).
Para soluções diluídas, não muito ácidas ou não muito
básicas (intervalo: 2pH12) e com concentrações menores
que 0,1 mol dm-3
(aproximadamente 0,1 mol L-1
, uma vez
que, rigorosamente, um dm-3
não é exatamente igual a um
litro), a definição acima pode ser simplificada para:
ou
onde C(H+
) é a concentração analítica3
do íon H+
(mais
corretamente, H3
O+
), m(H+
) a sua molalidade (mol/
kg de solvente) e é o coeficiente de atividade médio
2
A ser discutida futuramente em textos envolvendo equilíbrios de óxido-redução. Ver também a referência [14], p. 109.
3
A concentração analítica (ex.: C(H+
)), é a quantidade de matéria (n, erroneamente conhecida como “número de mols”) efetivamente dissolvida
em um determinado volume de solvente, para se obter uma solução de concentração C. As concentrações das espécies em equilíbrio são designadas
entre colchetes, individualmente (ex.: [H+
]).
C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r
Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA)
R e f e r ê n c i a s B i b l i o g r á f i c a s
Kristensen, H. B.; Salomon, A.; Kokholm, G.,
International pH scales and certification of pH, Anal.
Chem., 1991, 63: 885A-891A.
Brønsted, J. N., The conception of acids and bases,
Rec. Trav. Chim., 1923, 42: 718-728.
Lowry, T. M., Chem.  Ind., 1923, 42: 43 (apud,
Nicholson J. W.), A brief history of acidity, http://
lclane.net/text/acidity.html; acessado em dezembro
de 2009).
Brønsted, J. N., Acid and basic catalysis, Chem.
Rev., 1928, 3: 231-338.
Lewis,G.N.;Seaborg,G.T., Primary and secondary
acids and bases, J. Amer. Chem. Soc., 1939, 61: 1886-
1895.
Ahrland, S., Chatt, J. E Davies, N.R., The relative
affinities of ligand atoms for acceptor molecules and
ions, Quart. Rev. Chem. Soc, 1958, 12: 265-276.
Pearson, R.G., Hard and soft acids and bases, J.
Amer. Chem. Soc., 1963, 85: 3533-3539.
Sørensen, S. P. L., Comptes-Rendus des Travaux du
Laboratoire de Carlsberg, 1909, 8: 1 (apud, referência
11).
Sørensen, S. P. L.; Linderstrøn-Lang, K. L.,
Comptes-Rendus des Travaux du Laboratoire de
Carlsberg, 1924, 15: 40 (apud, referência 11).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
do eletrólito com carga unitária (“univalente”) [10],
totalmente dissolvido no meio aquoso.
Simplificadamente, admitindo-se que , e
que C(H+
)≈[H+
] (em mol L-1
), obtém-se a bem conhecida
definição de pH (e de pOH):
pH = -log [H+
] ; pOH = -log [OH-
]
como originalmente proposta por Sørensen [8].
O intervalo usual de pH é determinado pelo produto
iônico da água que, a 25º C (298,15 K), é KH2O
= 1,008 x
10-14
. Conseqüentemente, nestas condições, define-se:
pH  7,00 solução ácida
pH = 7,00 solução neutra
pH  7,00 solução básica (ou alcalina)
como mostra o esquema da Figura 2. A temperatura da
solução também é um fator importante a ser considerado
na correlação entre o pH e a FEM, de acordo com a
Figura 3.
Figura2.EsquemailustrativodaescaladepHemsoluçãoaquosa.
ObservaracorrelaçãoexistenteentreopHeaFEM(E/mV).
Figura3.Arespostatípica(teórica)deumeletrododepHemfunção
datemperatura.CorrelaçãoexistenteentreopHeaFEM(E/mV)em
funçãodatemperatura. Simbologia: T=100ºC; T=25ºC;
T=0ºC.
É preciso destacar ainda que deve-se evitar medidas
potenciométricas de pH em soluções com valores de pH
abaixo de 2 ou acima de 12, uma vez que o eletrodo (de
vidro) tende a apontar valores incorretos de pH devido aos
erros ácido (em pH  2) e alcalino (em pH  12). Notar
que na Figura 3 o erro ácido e o erro alcalino não foram
considerados. A referência 13 contém todas as informações
necessárias para se efetuar corretamente a calibração do
medidor de pH (pHmetro), proceder as medidas de pH
em solução aquosa, além de indicações sobre o modo
correto de se manusear e estocar os eletrodos. Na dúvida
ou na falta de acesso à esta referência, consulte o manual
do seu equipamento.
C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r
Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA)
de Andrade, J. C., Química Analítica Básica:
Equilíbrios Iônicos em Solução Aquosa, http://
chemkeys.com/br/ ; (acessado em dezembro de
2009).
Buck, R. P. (Chairman); Rondinini, S. (Secretary);
Covington, A. K. (Editor); Baucke, F. G. K.;
Brett, C. M. A.; Camões, M. F.; Milton, M. J. T.;
Mussini, T.; Naumann, R.; Pratt, K. W.; Spitzer,
P.; Wilson, G. S., Measurement of pH: definition,
standards, and procedures, Pure Appl. Chem., 2002,
74: 2169–2200, 2002 (IUPAC Recommendations
2002).
Inczédy, J.; Lengyel, T. E. Ure, A.M. (editores).
“IUPAC–CompendiumofAnalyticalNomenclature:
Definitive Rules”, 3ª. edição, Blackwell Science Ltd.,
Oxford, 1997.
American Society for Testing and Materials,
ASTM, Standard test methods for pH of water,
D 1293-99 (Reaproved 2005).
Baccan, N.; de Andrade, J. C.; Godinho, O. E.
S.; Barone, J. S., Química Analítica Quantitativa
Elementar,3ªedição,revista,ampliadaereestruturada,
5ª. Reimpressão, Editora Edgard Blucher, São Paulo,
2008.
Para saber mais…….
McCarty, C. G.; Vitz, E., pH Paradoxes: demonstrating
that it is not true that pH = -log[H+], J. Chem. Educ.,
2006, 83: 752-757.
10.
11.
12.
13.
14.

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados (20)

Acidobase
AcidobaseAcidobase
Acidobase
 
Funções inorgânicas (acidos bases)
Funções inorgânicas (acidos  bases)Funções inorgânicas (acidos  bases)
Funções inorgânicas (acidos bases)
 
Acidos, bases e sais
Acidos, bases e saisAcidos, bases e sais
Acidos, bases e sais
 
21. ácidos e bases
21. ácidos e bases21. ácidos e bases
21. ácidos e bases
 
Ácidos e Bases
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Ácidos e Bases
 
02.acido base
02.acido base02.acido base
02.acido base
 
Teoria ácido base
Teoria ácido baseTeoria ácido base
Teoria ácido base
 
Reacções químicas 8ºano
Reacções químicas 8ºanoReacções químicas 8ºano
Reacções químicas 8ºano
 
Resumo: Ácidos e Bases
Resumo: Ácidos e BasesResumo: Ácidos e Bases
Resumo: Ácidos e Bases
 
Acido, base e sal
Acido, base e salAcido, base e sal
Acido, base e sal
 
Teoria Acido-base inorganica
Teoria Acido-base inorganicaTeoria Acido-base inorganica
Teoria Acido-base inorganica
 
ácido base
ácido baseácido base
ácido base
 
Teoria acido e_base
Teoria acido e_baseTeoria acido e_base
Teoria acido e_base
 
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOSAPOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
 
Lista de exercicios sais
Lista de exercicios    saisLista de exercicios    sais
Lista de exercicios sais
 
Jefferson, jan, victor 8b
Jefferson, jan, victor 8bJefferson, jan, victor 8b
Jefferson, jan, victor 8b
 
áCidos e bases
áCidos e basesáCidos e bases
áCidos e bases
 
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
 
Capitulo 4 para internet
Capitulo 4 para internetCapitulo 4 para internet
Capitulo 4 para internet
 
Resumo Físico-Química
Resumo Físico-QuímicaResumo Físico-Química
Resumo Físico-Química
 

Semelhante a Article i

objetivos de aula.pdf
objetivos de aula.pdfobjetivos de aula.pdf
objetivos de aula.pdfMaryMathias9
 
Capítulo 19 e 20 funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Capítulo 19 e 20   funções químicas ácidos, bases, sais e óxidosCapítulo 19 e 20   funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Capítulo 19 e 20 funções químicas ácidos, bases, sais e óxidosIgor Brant
 
Funções Inorgânicas
Funções InorgânicasFunções Inorgânicas
Funções InorgânicasFabi Wentz
 
Gabarito SAS: L2. Quí1. Aula 08
Gabarito SAS: L2. Quí1. Aula 08Gabarito SAS: L2. Quí1. Aula 08
Gabarito SAS: L2. Quí1. Aula 08Hebertty Dantas
 
Descrição dos tipos de funções químicas, suas propriedades e seus efeitos quí...
Descrição dos tipos de funções químicas, suas propriedades e seus efeitos quí...Descrição dos tipos de funções químicas, suas propriedades e seus efeitos quí...
Descrição dos tipos de funções químicas, suas propriedades e seus efeitos quí...CarolAlencar11
 
Funções inorgânicas bases
Funções inorgânicas   basesFunções inorgânicas   bases
Funções inorgânicas basesRafael Nishikawa
 
3.3.5. Teorias Ácido-Base Brönsted-Lowry Equações Químicas
3.3.5. Teorias Ácido-Base Brönsted-Lowry Equações Químicas3.3.5. Teorias Ácido-Base Brönsted-Lowry Equações Químicas
3.3.5. Teorias Ácido-Base Brönsted-Lowry Equações QuímicasLucas Schnorrenberger
 
Ácido_Base_B_DM_EQ_13_05.pdf
Ácido_Base_B_DM_EQ_13_05.pdfÁcido_Base_B_DM_EQ_13_05.pdf
Ácido_Base_B_DM_EQ_13_05.pdfeadprofcezar
 
classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
 classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_saisJulyanne Rodrigues
 
Prof Márcio Bandeira interações intermoleculares e funções inorgânicas
Prof Márcio Bandeira   interações intermoleculares e funções inorgânicasProf Márcio Bandeira   interações intermoleculares e funções inorgânicas
Prof Márcio Bandeira interações intermoleculares e funções inorgânicasColégio Municipal Paulo Freire
 
Aulainterativarevisaoquimica
AulainterativarevisaoquimicaAulainterativarevisaoquimica
AulainterativarevisaoquimicaLeticia Ferraz
 
Bases- Química 9ª Ano.
Bases- Química 9ª Ano.Bases- Química 9ª Ano.
Bases- Química 9ª Ano.Nicole Gouveia
 

Semelhante a Article i (20)

objetivos de aula.pdf
objetivos de aula.pdfobjetivos de aula.pdf
objetivos de aula.pdf
 
Atividade04
Atividade04Atividade04
Atividade04
 
Ácidos e Bases
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Ácidos e Bases
 
Capítulo 19 e 20 funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Capítulo 19 e 20   funções químicas ácidos, bases, sais e óxidosCapítulo 19 e 20   funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Capítulo 19 e 20 funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
 
Aula Digital de Química - Ácidos e Bases
Aula Digital de Química - Ácidos e BasesAula Digital de Química - Ácidos e Bases
Aula Digital de Química - Ácidos e Bases
 
Funções Inorgânicas
Funções InorgânicasFunções Inorgânicas
Funções Inorgânicas
 
Gabarito SAS: L2. Quí1. Aula 08
Gabarito SAS: L2. Quí1. Aula 08Gabarito SAS: L2. Quí1. Aula 08
Gabarito SAS: L2. Quí1. Aula 08
 
Ácidos e bases.pptx
Ácidos e bases.pptxÁcidos e bases.pptx
Ácidos e bases.pptx
 
Descrição dos tipos de funções químicas, suas propriedades e seus efeitos quí...
Descrição dos tipos de funções químicas, suas propriedades e seus efeitos quí...Descrição dos tipos de funções químicas, suas propriedades e seus efeitos quí...
Descrição dos tipos de funções químicas, suas propriedades e seus efeitos quí...
 
Apostila funcao inorganica
Apostila funcao inorganicaApostila funcao inorganica
Apostila funcao inorganica
 
Sais e óxidos
Sais e óxidosSais e óxidos
Sais e óxidos
 
Aula8_pH_CIVIL.pdf
Aula8_pH_CIVIL.pdfAula8_pH_CIVIL.pdf
Aula8_pH_CIVIL.pdf
 
Funções Minerais
Funções MineraisFunções Minerais
Funções Minerais
 
Funções inorgânicas bases
Funções inorgânicas   basesFunções inorgânicas   bases
Funções inorgânicas bases
 
3.3.5. Teorias Ácido-Base Brönsted-Lowry Equações Químicas
3.3.5. Teorias Ácido-Base Brönsted-Lowry Equações Químicas3.3.5. Teorias Ácido-Base Brönsted-Lowry Equações Químicas
3.3.5. Teorias Ácido-Base Brönsted-Lowry Equações Químicas
 
Ácido_Base_B_DM_EQ_13_05.pdf
Ácido_Base_B_DM_EQ_13_05.pdfÁcido_Base_B_DM_EQ_13_05.pdf
Ácido_Base_B_DM_EQ_13_05.pdf
 
classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
 classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
 
Prof Márcio Bandeira interações intermoleculares e funções inorgânicas
Prof Márcio Bandeira   interações intermoleculares e funções inorgânicasProf Márcio Bandeira   interações intermoleculares e funções inorgânicas
Prof Márcio Bandeira interações intermoleculares e funções inorgânicas
 
Aulainterativarevisaoquimica
AulainterativarevisaoquimicaAulainterativarevisaoquimica
Aulainterativarevisaoquimica
 
Bases- Química 9ª Ano.
Bases- Química 9ª Ano.Bases- Química 9ª Ano.
Bases- Química 9ª Ano.
 

Último

SEMIOSES DO OLHAR - SLIDE PARA ESTUDO 123
SEMIOSES DO OLHAR - SLIDE PARA ESTUDO 123SEMIOSES DO OLHAR - SLIDE PARA ESTUDO 123
SEMIOSES DO OLHAR - SLIDE PARA ESTUDO 123JaineCarolaineLima
 
A CONCEPÇÃO FILO/SOCIOLÓGICA DE KARL MARX
A CONCEPÇÃO FILO/SOCIOLÓGICA DE KARL MARXA CONCEPÇÃO FILO/SOCIOLÓGICA DE KARL MARX
A CONCEPÇÃO FILO/SOCIOLÓGICA DE KARL MARXHisrelBlog
 
A Congregação de Jesus e Maria, conhecida também como os Eudistas, foi fundad...
A Congregação de Jesus e Maria, conhecida também como os Eudistas, foi fundad...A Congregação de Jesus e Maria, conhecida também como os Eudistas, foi fundad...
A Congregação de Jesus e Maria, conhecida também como os Eudistas, foi fundad...Unidad de Espiritualidad Eudista
 
Ressonancia_magnetica_basica_slide_da_net.pptx
Ressonancia_magnetica_basica_slide_da_net.pptxRessonancia_magnetica_basica_slide_da_net.pptx
Ressonancia_magnetica_basica_slide_da_net.pptxPatriciaFarias81
 
Treinamento de Avaliação de Desempenho HBB
Treinamento de Avaliação de Desempenho HBBTreinamento de Avaliação de Desempenho HBB
Treinamento de Avaliação de Desempenho HBBDiegoFelicioTexeira
 
Como fazer um Feedback Eficaz - Comitê de Gestores
Como fazer um Feedback Eficaz - Comitê de GestoresComo fazer um Feedback Eficaz - Comitê de Gestores
Como fazer um Feedback Eficaz - Comitê de GestoresEu Prefiro o Paraíso.
 
Mês da Leitura - Agrupamento de Escolas de Vagos 2024.pdf
Mês da Leitura - Agrupamento de Escolas de Vagos 2024.pdfMês da Leitura - Agrupamento de Escolas de Vagos 2024.pdf
Mês da Leitura - Agrupamento de Escolas de Vagos 2024.pdfEscolaSecundria2
 
Poder do convencimento,........... .
Poder do convencimento,...........         .Poder do convencimento,...........         .
Poder do convencimento,........... .WAGNERJESUSDACUNHA
 
arte retrato de um povo - Expressão Cultural e Identidade Nacional
arte retrato de um povo - Expressão Cultural e Identidade Nacionalarte retrato de um povo - Expressão Cultural e Identidade Nacional
arte retrato de um povo - Expressão Cultural e Identidade Nacionalidicacia
 
Cruzadinha da dengue - Mosquito Aedes aegypti
Cruzadinha da dengue - Mosquito Aedes aegyptiCruzadinha da dengue - Mosquito Aedes aegypti
Cruzadinha da dengue - Mosquito Aedes aegyptiMary Alvarenga
 
autismo conhecer.pptx, Conhecer para entender
autismo conhecer.pptx, Conhecer para entenderautismo conhecer.pptx, Conhecer para entender
autismo conhecer.pptx, Conhecer para entenderLucliaResende1
 
Termo de audiência de Mauro Cid na ìntegra
Termo de audiência de Mauro Cid na ìntegraTermo de audiência de Mauro Cid na ìntegra
Termo de audiência de Mauro Cid na ìntegrafernando846621
 
Slides Lição 1, CPAD, O Início da Caminhada, 2Tr24, Pr Henrique.pptx
Slides Lição 1, CPAD, O Início da Caminhada, 2Tr24, Pr Henrique.pptxSlides Lição 1, CPAD, O Início da Caminhada, 2Tr24, Pr Henrique.pptx
Slides Lição 1, CPAD, O Início da Caminhada, 2Tr24, Pr Henrique.pptxLuizHenriquedeAlmeid6
 
FORMAÇÃO POVO BRASILEIRO atividade de história
FORMAÇÃO POVO BRASILEIRO atividade de históriaFORMAÇÃO POVO BRASILEIRO atividade de história
FORMAÇÃO POVO BRASILEIRO atividade de históriaBenigno Andrade Vieira
 
Apresentação sobrea dengue educação.pptx
Apresentação sobrea dengue educação.pptxApresentação sobrea dengue educação.pptx
Apresentação sobrea dengue educação.pptxtaloAugusto8
 

Último (20)

SEMIOSES DO OLHAR - SLIDE PARA ESTUDO 123
SEMIOSES DO OLHAR - SLIDE PARA ESTUDO 123SEMIOSES DO OLHAR - SLIDE PARA ESTUDO 123
SEMIOSES DO OLHAR - SLIDE PARA ESTUDO 123
 
Abordagens 4 (Problematização) e 5 (Síntese pessoal) do texto de Severino (20...
Abordagens 4 (Problematização) e 5 (Síntese pessoal) do texto de Severino (20...Abordagens 4 (Problematização) e 5 (Síntese pessoal) do texto de Severino (20...
Abordagens 4 (Problematização) e 5 (Síntese pessoal) do texto de Severino (20...
 
A CONCEPÇÃO FILO/SOCIOLÓGICA DE KARL MARX
A CONCEPÇÃO FILO/SOCIOLÓGICA DE KARL MARXA CONCEPÇÃO FILO/SOCIOLÓGICA DE KARL MARX
A CONCEPÇÃO FILO/SOCIOLÓGICA DE KARL MARX
 
A Congregação de Jesus e Maria, conhecida também como os Eudistas, foi fundad...
A Congregação de Jesus e Maria, conhecida também como os Eudistas, foi fundad...A Congregação de Jesus e Maria, conhecida também como os Eudistas, foi fundad...
A Congregação de Jesus e Maria, conhecida também como os Eudistas, foi fundad...
 
Ressonancia_magnetica_basica_slide_da_net.pptx
Ressonancia_magnetica_basica_slide_da_net.pptxRessonancia_magnetica_basica_slide_da_net.pptx
Ressonancia_magnetica_basica_slide_da_net.pptx
 
Treinamento de Avaliação de Desempenho HBB
Treinamento de Avaliação de Desempenho HBBTreinamento de Avaliação de Desempenho HBB
Treinamento de Avaliação de Desempenho HBB
 
Como fazer um Feedback Eficaz - Comitê de Gestores
Como fazer um Feedback Eficaz - Comitê de GestoresComo fazer um Feedback Eficaz - Comitê de Gestores
Como fazer um Feedback Eficaz - Comitê de Gestores
 
Mês da Leitura - Agrupamento de Escolas de Vagos 2024.pdf
Mês da Leitura - Agrupamento de Escolas de Vagos 2024.pdfMês da Leitura - Agrupamento de Escolas de Vagos 2024.pdf
Mês da Leitura - Agrupamento de Escolas de Vagos 2024.pdf
 
Poder do convencimento,........... .
Poder do convencimento,...........         .Poder do convencimento,...........         .
Poder do convencimento,........... .
 
arte retrato de um povo - Expressão Cultural e Identidade Nacional
arte retrato de um povo - Expressão Cultural e Identidade Nacionalarte retrato de um povo - Expressão Cultural e Identidade Nacional
arte retrato de um povo - Expressão Cultural e Identidade Nacional
 
Boletim informativo Contacto - março 2024
Boletim informativo Contacto - março 2024Boletim informativo Contacto - março 2024
Boletim informativo Contacto - março 2024
 
Abordagem 1. Análise textual (Severino, 2013).pdf
Abordagem 1. Análise textual (Severino, 2013).pdfAbordagem 1. Análise textual (Severino, 2013).pdf
Abordagem 1. Análise textual (Severino, 2013).pdf
 
Abordagem 2. Análise temática (Severino, 2013)_PdfToPowerPoint.pdf
Abordagem 2. Análise temática (Severino, 2013)_PdfToPowerPoint.pdfAbordagem 2. Análise temática (Severino, 2013)_PdfToPowerPoint.pdf
Abordagem 2. Análise temática (Severino, 2013)_PdfToPowerPoint.pdf
 
Cruzadinha da dengue - Mosquito Aedes aegypti
Cruzadinha da dengue - Mosquito Aedes aegyptiCruzadinha da dengue - Mosquito Aedes aegypti
Cruzadinha da dengue - Mosquito Aedes aegypti
 
autismo conhecer.pptx, Conhecer para entender
autismo conhecer.pptx, Conhecer para entenderautismo conhecer.pptx, Conhecer para entender
autismo conhecer.pptx, Conhecer para entender
 
Abordagem 3. Análise interpretativa (Severino, 2013)_PdfToPowerPoint.pdf
Abordagem 3. Análise interpretativa (Severino, 2013)_PdfToPowerPoint.pdfAbordagem 3. Análise interpretativa (Severino, 2013)_PdfToPowerPoint.pdf
Abordagem 3. Análise interpretativa (Severino, 2013)_PdfToPowerPoint.pdf
 
Termo de audiência de Mauro Cid na ìntegra
Termo de audiência de Mauro Cid na ìntegraTermo de audiência de Mauro Cid na ìntegra
Termo de audiência de Mauro Cid na ìntegra
 
Slides Lição 1, CPAD, O Início da Caminhada, 2Tr24, Pr Henrique.pptx
Slides Lição 1, CPAD, O Início da Caminhada, 2Tr24, Pr Henrique.pptxSlides Lição 1, CPAD, O Início da Caminhada, 2Tr24, Pr Henrique.pptx
Slides Lição 1, CPAD, O Início da Caminhada, 2Tr24, Pr Henrique.pptx
 
FORMAÇÃO POVO BRASILEIRO atividade de história
FORMAÇÃO POVO BRASILEIRO atividade de históriaFORMAÇÃO POVO BRASILEIRO atividade de história
FORMAÇÃO POVO BRASILEIRO atividade de história
 
Apresentação sobrea dengue educação.pptx
Apresentação sobrea dengue educação.pptxApresentação sobrea dengue educação.pptx
Apresentação sobrea dengue educação.pptx
 

Article i

  • 1. C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r w w w . c h e m k e y s . c o m * Autor para contato Química Analítica Básica: Os conceitos acido-base e a escala de pH João Carlos de Andrade* Universidade Estadual de Campinas, Instituto de Química Criado em Janeiro de 2010 Ácidos Bases Teorias ácido-base pH Conceito de pH Escala de pH Acidez Alcalinidade Basicidade O uso de ácidos e bases bem como as medidas de pH são procedimentos de rotina em laboratórios. Entretanto, o conceito de pH não é trivial, porque envolve a atividade de um único íon (H3 O+ ) que, por definição, não pode ser medido diretamente [1]. Isto faz com que o conhecimento das teorias ácido-base fundamentais, associadas ao conceito de pH, que mede a acidez (ou a alcalinidade) de um meio reacional em solução aquosa, seja de fundamental importância para a formação do químico. Neste texto discutem-se as teorias de ácidos e bases mais conhecidas e o conceito de pH. I n t r o d u ç ã o Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA) dandrade@iqm.unicamp.br I n f o r m a ç õ e s d o A r t i g o Histórico do Artigo Palavras-Chaves R e s u m o Os ácidos e bases são compostos químicos sempre presentes em nosso dia- a-dia. São matérias primas importantes na indústria de transformação e necessárias para o controle de vários processos industriais. Participam ativamente do metabolismo dos organismos vivos e, quando lançadas indevidamente no ambiente, podem alterar as condições ambientais favoráveis ao bem estar humano. Os ácidos possuem sabor azedo (ex.: frutas cítricas) enquanto que as bases têm sabor adstringente (“gosto de sabão”) e fazem parte da formulação de cosméticos, alimentos, refrigerantes, medicamentos, produtos de limpeza, produtos de higiene, etc. O meio mais comum para se determinar a acidez ou basicidade de um meio aquoso é a medida do pH da solução, mas este conceito não é tão simples como parece. Os conceitos de ácido e de base foram introduzidos pela primeira vez em 1884, na Tese de Doutorado de Svante August Arrhenius (1859-1927; Prêmio Nobel de Química em 1903 e o primeiro a relacionar a quantidade de CO2 com o aumento da temperatura global). Ele associou a idéia de ácido com a presença de íons H3 O+ e de base com a presença de íons OH- . Pela sua concepção clássica, ácidos seriam todas as substâncias capazes de formar íons hidroxônio (erroneamente chamado de “prótons”)1 H2 O + HA = H3 O+ + A- O s c o n c e i t o s á c i d o - b a s e m a i s c o n h e c i d o s 1 É impossível a existência de prótons (núcleos de hidrogênio) em solução.
  • 2. C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA) e bases todas as substância capazes de liberar íons hidroxila MOH + H2 O = M+ + OH- + H2 O Esta teoria foi defendida por muitos químicos contemporâneos de Arrhenius, mas apesar de bem aceita, apresentava falhas. Além de ser válida apenas para soluções aquosas, apresentava outra limitação séria, pois não levava em conta o papel do solvente em um processo de dissociação. Assim, sua teoria não enquadrava as substâncias que não tinham (H) ou (OH) em suas fórmulas, mas produziam reações ácidas (ou básicas), tais como: Al3+ + 2H2 O = H3 O+ + [Al(OH)]2+ ou CO3 2 - + H2 O = HCO3 - + OH- Na tentativa de contornar este problema, Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874–1936), independentemente, em 1923, propuseram um conceito de ácido e base mais geral, pelo qual se definem ácidos (bases) como substâncias eletricamente neutras ou iônicas que, em solução, são capazes de doar (aceitar) “prótons” [2-4]. Em outras palavras, os ácidos e as bases são definidos como doadores e aceitadores de “prótons”, respectivamente. De acordo com esta concepção, têm-se ácidos e bases conjugados, de modo que a dissociação clássica deve ser escrita como uma reação ácido-base. HCl + H2 O = H3 O+ + Cl- ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 CO3 2- + NH4 + = HCO3 - + NH3 base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 bem como a reação de autodissociação da água H2 O + H2 O = H3 O+ + OH- ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 onde ácido1-base 1 e ácido 2-base 2 são os pares ácido- base (ácidos e bases conjugados) do processo. Certos solventes, em particular a água e alcoóis, são chamados anfipróticos, pois podem agir como doadores e receptores de “prótons”. Outros solventes além destes, são também considerados por esta teoria. Exemplos: HClO4 + H3 C-COOH = H3 C-COOH2 + + ClO4 - ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 C2 H5 OH + NH3 = NH4 + + C2 H5 O- ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 Gilbert Newton Lewis, também em 1923, começou a trabalhar no seu conceito de ácidos e bases e introduziu uma generalização ainda maior a respeito desse assunto [5]. Utilizando e estendendo as suas idéias sobre as ligações químicas, propôs que ácida seria uma substância que pode “aceitar” um par de elétrons em uma reação química e que básica é uma substância que pode “doar” um par de elétrons em uma reação química. Esta concepção, que inclui a proposta por Brønsted e Lowry como um caso especial, fez-se necessária para explicar o comportamento de certas substâncias que não possuem “prótons”, mas apresentam propriedades e sofrem reações próprias de ácidos e bases, tais como: BF3 + :NH3 H3 N:BF3 H3 O+ + :NH3 = [H:NH3 ]+ + H2 O ácido base produto(s) Por outro lado, a força dos ácidos e bases de Lewis não é fixa, mas varia em função da natureza da substância associada e da influência dos substituintes, que podem ser de caráter eletrônico (eletronegatividade do substituinte) ou estéricos (volume e posição dos substituintes; ver Figura 1). Exemplos: (I) Ácidos: (CH3 )3 B H3 B F3 B (II) Bases : (CH3 )3 N: H3 N: F3 N: (III) Piridina (Py) ~ o-CH3 Py p-CH3 Py Piridina o-metil piridina p-metil piridina Figura1.Comportamentoprevistoparaácidosebasesdeacordo comateoriadeLewis.(I)e(II):influênciadaeletronegatividadedos substituintes; (III):Influênciasestéricasdosubstituinte,emrelação aoátomodeNitrogêniodaPiridina.Os modelos3DdaPiridinaede seusmetil-derivadosforamconstruídosno3D-Viewerdoaplicativo KnowItAllU(Bio-RadInformaticsDivision).
  • 3. C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA) Ahrland et al. [6] propuseram que os íons metálicos poderiam ser classificados como cátions metálicos do tipo (a), cátions metálicos do tipo (b) e cátions de metais de transição. Segundo eles, os cátions metálicos do tipo (a) possuiriam configuração eletrônica de gás inerte (d0 ), simetria esférica, baixa polarizabilidade (não se deformam sob efeito de campos elétricos), coordenariam preferencialmente com íons F- e com ligantes contendo O e N e seriam “esferas duras”. Entre essas espécies estariam: (H+ ), Li+ , Na+ , K+ , Be2+ , Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Al3+ , Sc(III), La(III), Si(IV), Ti(IV), Zr(IV) e Th(IV). Os cátions metálicos do tipo (b) possuiriam configuração eletrônica correspondente ao Ni0 , Pd0 e Pt0 [10 ou 12 elétrons na camada externa - configurações nd10 e nd10 (n+1)2 ], teriam menor eletronegatividade, alta polarizabilidade, se coordenariam preferencialmente com bases (ligantes) contendo os elementos I, S ou N e seriam “esferas moles”. Entre essas espécies estariam: Cu+ , Ag+ , Au+ , Tl(I), Ga(I), Zn2+ , Cd2+ , Hg2+ , Pb2+ , Sn(II), Tl(III), Au3+ , In(III) e Bi(III). Os cátions de metais de transição apresentariam configuração eletrônica ndq , onde 0q10, como as espécies V(II), Mn2+ , Fe2+ , Co2+ , Ni2+ , Cu2+ , Ti(III), V(III), Cr3+ , Mn(III), Fe3+ e Co3+ . Pearson [7], baseado na classificação dos íons metálicos proposta por Ahrland et al [6], fez então um ordenamento empíricodeácidosebases,útilnaprevisãodasestabilidades relativas de complexos, introduzindo o princípio dos “ácidos e bases duros e moles”, na tentativa de unificar a química das reações orgânicas e inorgânicas. Segundo ele, os metais o tipo (a) (ácidos – pequenos, compactos e pouco polarizáveis) preferem os ligantes (bases) de mesmas características, enquanto que os metais do tipo (b) (ácidos) preferem ligantes (bases) que tendem a ser maiores e mais polarizáveis. Assim, relação empírica proposta por Pearson é aquela onde ácidos “duros” preferem bases “duras” e ácidos “moles” preferem bases “moles”. Mais especificamente, os ácidos “duros” seriam todos os cátions metálicos do tipo (a), mais Cr3+ , Mn(III), Co3+ e VO2+ , que teriam preferência por bases contendo os átomos ligantes NP; OS e FCl. Os ácidos “moles” seriam todos os cátions metálicos do tipo (b), menos Zn2+ , Pb2+ e Bi(III), que teriam preferência por bases contendo os átomos ligantes PN; SO e IF. Os casos intermediários (“borderline”) seriam todos os cátions bivalentes de metais de transição, mais Zn2+ , Pb2+ e Bi(III). Comparativamente, seriam ácidos de Lewis os ácidos “duros” H+ , Li+ , Na+ , K+ , Mg2+ , Ca2+ , Cr3+ , Mn2+ , Fe3+ , Co3+ , Al3+ e Si(IV), os ácidos intermediários (“borderline”) Fe2+ , Ni2+ , Cu2+ , Zn2+ e [Pb2+ (com tendência para “mole”)] e os ácidos “moles” Cu(I), Ag+ , Cd2+ e Hg2+ . Da mesma forma, seriam bases de Lewis as bases “duras” NH3 , H2 O, OH- , ROH, CH3 COO- , CO3 2- , NO3 - , PO4 3- , SO4 2- e F- , as bases intermediárias C6 H5 NH2 , C5 H5 N:, NO2 - Br- e [Cl- (com tendência para “mole”)] e as bases “moles” C2 H4 , C6 H6 , R3 P, (RO)3 P, RSH, S2 O3 2- , S2- e I- . Entretanto, apesar dessas teorias, o fato é que o melhor conceito para se trabalhar na prática da química analítica é o de Brønsted e Lowry. Não é tão complicado de se entender e pode explicar os fenômenos ácido-base mais comuns. A e s c a l a d e p H O termo pH é uma abreviação de “pondus hydrogenii” ou “potentia hydrogenii” (pondus=peso; potentia=potência; hydrogenii=hidrigênios; daí o termo comum potencial hidrogeniônico). Ela foi proposta por Søren Peder Lauritz Sørensen (1868-1939) in 1909 [8], para expressar concentrações muito pequenas de íons hidrogênio em soluções aquosas, e definida como pH = -log [H+ ]. A definição baseada na atividade dos íons hidrogênio, pH = -log (aH+ ), foi introduzida mais tarde por Sørensen e Linderstrøm-Lang (Kaj Ulrik Linderstrøm-Lang; 1896- 1959) [9]. Para um melhor detalhamento, considerar água pura representada pelo equilíbrio H2 O + H2 O = H3 O+ + OH- chamado equilíbrio de autodissociação (“autoprotólise”). Realmente, uma vez que a maioria das reações e processos químicos ocorre em solução aquosa, o solvente água deve ter uma atenção especial. Pela condição de equilíbrio: onde a(H2 O)=1 (em T=298,15 K), P=101,325 kPa e KH2O é a constante de autodissociação (“autoprotólise”) da água. Lembrar sempre que, sendo uma constante de equilíbrio, o valor de KH2O é uma função da temperatura (ver Tabela 1). Geralmente, para simplificar a escrita, usa-se o símbolo H+ (também erroneamente chamado de “próton”) ao invés de H3 O+ , mas isso não significa que temos prótons livres em solução (ver nota de rodapé #1).
  • 4. C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA) Tabela1.Algunsvaloresdoprodutoiônicodaáguaemfunçãoda temperatura. T/o C T/ K KH2O x 1014 / mol L-1 pKH2O pH neutro 0 273,15 0,114 14,94 7,47 5 278,15 0,186 14,73 7,37 10 283,15 0,293 14,53 7,27 15 288,15 0,457 14,34 7,17 20 293,15 0,681 14,17 7,08 25 298,15 1,008 14,00 7,00 30 298,15 1,471 13,83 6,92 35 308,15 2,089 13,68 6,84 40 313,15 2,916 13,54 6,77 45 318,15 4,074 13,39 6,70 50 323,15 5,476 13,26 6,63 Assim, pode-se escrever simplificadamente que H2 O = H+ + OH- Aplicando-se (–log) e a definição de atividade [10] em ambos os lados da equação matemática do equilíbrio, tem-se uma mudança de escala, dada por: onde e são as concentrações em mol kg-1 (concentração molal). Daí a definição formal de pH e de pOH como e . Considerando-se que em soluções muito diluídas em água pura(diluiçãoinfinita)as concentraçõesdeH3 O+ eOH- em mol kg-1 são aproximadamente iguais às concentrações em mol L-1 , se pode simplificar a equação acima, obtendo-se daí as relações matemáticas mencionadas anteriormente. e No entanto, a definição operacional de pH de uma solução aquosa é ainda um pouco mais complicada. Como o conceito de pH envolve a atividade de um único íon que, por definição, não pode ser medida diretamente, ele é definido operacionalmente em termos do método pelo qual é determinado [1, 11]. Assim, de acordo com as recomendações da IUPAC [11], a definição de pH deve ser escrita como: onde o termo é a condição de estado padrão, numericamente igual a 1 mol kg-1 . Desta forma, o pH é uma variável adimensional, mas dependente da temperatura. As medidas diretas de pH são comumente feitas com eletrodosapropriados(exemploclássico:montagemusando o eletrodo padrão de hidrogênio como referência; eletrodo de vidro combinado Ag/AgCl) e tampões padronizados, de acordo com as recomendações da IUPAC [11-13]. Nestas condições, a equação abaixo é obedecida: onde S é uma solução padrão (tampão) de referência com pH=pH(S) com força eletromotriz ES (FEM, obtida da equação de Nerst 2 ) e EX é a força eletromotriz da solução desconhecida (X). O fator F é a constante de Faraday (F = 96.485 C mol-1 ), R é a constante universal dos gases (R= 8,314 J K-1 mol-1 ) e T é a temperatura (K). Para soluções diluídas, não muito ácidas ou não muito básicas (intervalo: 2pH12) e com concentrações menores que 0,1 mol dm-3 (aproximadamente 0,1 mol L-1 , uma vez que, rigorosamente, um dm-3 não é exatamente igual a um litro), a definição acima pode ser simplificada para: ou onde C(H+ ) é a concentração analítica3 do íon H+ (mais corretamente, H3 O+ ), m(H+ ) a sua molalidade (mol/ kg de solvente) e é o coeficiente de atividade médio 2 A ser discutida futuramente em textos envolvendo equilíbrios de óxido-redução. Ver também a referência [14], p. 109. 3 A concentração analítica (ex.: C(H+ )), é a quantidade de matéria (n, erroneamente conhecida como “número de mols”) efetivamente dissolvida em um determinado volume de solvente, para se obter uma solução de concentração C. As concentrações das espécies em equilíbrio são designadas entre colchetes, individualmente (ex.: [H+ ]).
  • 5. C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA) R e f e r ê n c i a s B i b l i o g r á f i c a s Kristensen, H. B.; Salomon, A.; Kokholm, G., International pH scales and certification of pH, Anal. Chem., 1991, 63: 885A-891A. Brønsted, J. N., The conception of acids and bases, Rec. Trav. Chim., 1923, 42: 718-728. Lowry, T. M., Chem. Ind., 1923, 42: 43 (apud, Nicholson J. W.), A brief history of acidity, http:// lclane.net/text/acidity.html; acessado em dezembro de 2009). Brønsted, J. N., Acid and basic catalysis, Chem. Rev., 1928, 3: 231-338. Lewis,G.N.;Seaborg,G.T., Primary and secondary acids and bases, J. Amer. Chem. Soc., 1939, 61: 1886- 1895. Ahrland, S., Chatt, J. E Davies, N.R., The relative affinities of ligand atoms for acceptor molecules and ions, Quart. Rev. Chem. Soc, 1958, 12: 265-276. Pearson, R.G., Hard and soft acids and bases, J. Amer. Chem. Soc., 1963, 85: 3533-3539. Sørensen, S. P. L., Comptes-Rendus des Travaux du Laboratoire de Carlsberg, 1909, 8: 1 (apud, referência 11). Sørensen, S. P. L.; Linderstrøn-Lang, K. L., Comptes-Rendus des Travaux du Laboratoire de Carlsberg, 1924, 15: 40 (apud, referência 11). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. do eletrólito com carga unitária (“univalente”) [10], totalmente dissolvido no meio aquoso. Simplificadamente, admitindo-se que , e que C(H+ )≈[H+ ] (em mol L-1 ), obtém-se a bem conhecida definição de pH (e de pOH): pH = -log [H+ ] ; pOH = -log [OH- ] como originalmente proposta por Sørensen [8]. O intervalo usual de pH é determinado pelo produto iônico da água que, a 25º C (298,15 K), é KH2O = 1,008 x 10-14 . Conseqüentemente, nestas condições, define-se: pH 7,00 solução ácida pH = 7,00 solução neutra pH 7,00 solução básica (ou alcalina) como mostra o esquema da Figura 2. A temperatura da solução também é um fator importante a ser considerado na correlação entre o pH e a FEM, de acordo com a Figura 3. Figura2.EsquemailustrativodaescaladepHemsoluçãoaquosa. ObservaracorrelaçãoexistenteentreopHeaFEM(E/mV). Figura3.Arespostatípica(teórica)deumeletrododepHemfunção datemperatura.CorrelaçãoexistenteentreopHeaFEM(E/mV)em funçãodatemperatura. Simbologia: T=100ºC; T=25ºC; T=0ºC. É preciso destacar ainda que deve-se evitar medidas potenciométricas de pH em soluções com valores de pH abaixo de 2 ou acima de 12, uma vez que o eletrodo (de vidro) tende a apontar valores incorretos de pH devido aos erros ácido (em pH 2) e alcalino (em pH 12). Notar que na Figura 3 o erro ácido e o erro alcalino não foram considerados. A referência 13 contém todas as informações necessárias para se efetuar corretamente a calibração do medidor de pH (pHmetro), proceder as medidas de pH em solução aquosa, além de indicações sobre o modo correto de se manusear e estocar os eletrodos. Na dúvida ou na falta de acesso à esta referência, consulte o manual do seu equipamento.
  • 6. C h e m k e y s - L i b e r d a d e p a r a a p r e n d e r Chemkeys. Licenciado sob Creative Commons (BY-NC-SA) de Andrade, J. C., Química Analítica Básica: Equilíbrios Iônicos em Solução Aquosa, http:// chemkeys.com/br/ ; (acessado em dezembro de 2009). Buck, R. P. (Chairman); Rondinini, S. (Secretary); Covington, A. K. (Editor); Baucke, F. G. K.; Brett, C. M. A.; Camões, M. F.; Milton, M. J. T.; Mussini, T.; Naumann, R.; Pratt, K. W.; Spitzer, P.; Wilson, G. S., Measurement of pH: definition, standards, and procedures, Pure Appl. Chem., 2002, 74: 2169–2200, 2002 (IUPAC Recommendations 2002). Inczédy, J.; Lengyel, T. E. Ure, A.M. (editores). “IUPAC–CompendiumofAnalyticalNomenclature: Definitive Rules”, 3ª. edição, Blackwell Science Ltd., Oxford, 1997. American Society for Testing and Materials, ASTM, Standard test methods for pH of water, D 1293-99 (Reaproved 2005). Baccan, N.; de Andrade, J. C.; Godinho, O. E. S.; Barone, J. S., Química Analítica Quantitativa Elementar,3ªedição,revista,ampliadaereestruturada, 5ª. Reimpressão, Editora Edgard Blucher, São Paulo, 2008. Para saber mais……. McCarty, C. G.; Vitz, E., pH Paradoxes: demonstrating that it is not true that pH = -log[H+], J. Chem. Educ., 2006, 83: 752-757. 10. 11. 12. 13. 14.