Aula02-cap3 - Lab. Química Analítica UFSC

Cap 3: Equilíbrio Químico
Equilíbrio ácido-base
Profa Alessandra Smaniotto
QMC 5325 - Química Analítica
Curso de Graduação em Farmácia
Turmas 02102A e 02102B
Íon hidrogênio
• O íon hidrogênio (H+) é o íon mais importante nos
sistemas biológicos;
• A [H+] nas células e líquidos biológicos influencia a
velocidade das reações químicas, a forma e função das
enzimas, assim como de outras proteínas celulares e a
integridade das células;
• A [H+] nas células e líquidos biológicos deve estar em
torno de 0,4x10-7 mol L-1.
Ácidos e bases
Conceito de Arrhenius
•Ácido é toda substância que em solução aquosa
libera como cátion o íon hidrogênio (H+).
Ex.: HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl• Base é toda substância que em solução aquosa se
dissocia liberando ânion hidroxila (OH-).
Ex.: NaOH + H2O ↔ Na+ + OH-
HCl(aq) + H2O(aq)
H3O+(aq) + Cl-(aq)
HCl em água= ácido forte (100% dissociado)
NaOH(aq) + H2O(aq)
Na+(aq) + OH-(aq)
NaOH em água= base forte (100% dissociada)
Íon H+ em água:
• Em água, H+(aq) forma clusters.
• O cluster mais simples H3O+(aq).
• Usa-se ou H+(aq) ou H3O+(aq).
Clusters H5O2+
Clusters
H9O4+
Em 1923, dois químicos, J. N. Brønsted da Dinamarca, e J. M. Lowry
da Inglaterra, propuseram independentemente uma teoria sobre o
comportamento ácido-base que é particularmente útil na química
analítica.
Definição:
Ácido é uma substância capaz de doar prótons
Base é um substância capaz de receber prótons
Um aspecto importante do conceito de Brønsted-Lowry é a ideia
de que quando a espécie ácido cede um próton, a espécie base é
formada, como mostrado pela reação:
Ácido ↔ base + próton
Um ácido que tenha doado um próton torna-se uma base conjugada
capaz de aceitar um próton para regenerar o ácido original.
Similarmente, toda base produz um ácido como resultado
de aceitar um próton, ou seja:
Base + próton ↔ ácido
Uma base que tenha recebido um próton torna-se um ácido
conjugado capaz de doar um próton para regenerar o ácido
original.
H2O +
Base1
NH3 +
Base1
HNO2 ⇆
Ácido 2
H2O
Ácido2
⇆
H3O+
+
Ácido 1
NH4+ +
Ácido1
NO2Base 2
OHBase2
Conceito de Lewis
•Ácidos e bases não precisam conter prótons;
•Ácidos são aceptores de pares de elétrons e bases são doadores.
H+(aq) + :OH-(aq)
ácido de Lewis: aceptor
pares de elétrons
base de Lewis: doador de
pares de elétrons
Fe3+(aq) + SCN-(aq)
ácido de Lewis: recebe
pares de elétrons
H2O
[FeSCN]2+(aq)
base de Lewis: doa pares de
elétrons
H3N + BF3
H3N:BF3
base de Lewis ácido de Lewis
H2O nas definições de Arrhenius, Lewis e Bronsted-Lowry
Ácido
Lewis
Aceita pares
de elétrons
Base
Doa pares
de elétrons
H+(aq) + :OH-(aq)
Bronsted Lowry
Arrhenius
Doa próton [H+]
=[H3O+]
H2O + H2O
b2
a1
H2O
Aceita um próton
[H+] =[H3O+]
H3O+(aq) + OH-(aq)
a2
b1
Produzem íons H3O+ (H+)
Produzem íons OH= dissolvidos em H2O
= dissolvidos em H2O
Espécies anfipróticas
• As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas e básicas
são chamadas anfipróticas.
• Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4-, que se comporta
como uma base na presença de um doador de próton como o
H3O+ e se comporta como um ácido na presença de um receptor
de prótons como o OH-:
H2PO4- + H3O + ⇆ H3PO4 + H2O
Base1
ácido2
Ácido1
base2
H2PO4- + OH- ⇆ HPO42- + H2O
Ácido1
base2
Base1 ácido2
• Os aminoácidos simples são uma classe importante de
compostos anfipróticos que contêm tanto grupos
funcionais de um ácido fraco quanto de uma base fraca;
• Quando dissolvido em água, um aminoácido como a
glicina sofre uma reação interna do tipo ácido-base para
produzir um zwitterion – uma espécie que possui tanto
uma carga positiva quanto uma carga negativa.
NH2CH2COOH ⇆ NH3+CH2COOglicina
zwitterion
Solventes anfipróticos
Comportam-se como ácidos na presença de
solutos básicos e como bases diante de
solutos ácidos.
NH3 +
base1
HNO2
ácido1
H2O
ácido2
⇆
NH4+ +
ácido1
+ H2O
base2
⇆
H3O+ +
ácido2
OHbase2
NO2base1
Água é um solvente anfiprótico
Outros solventes anfipróticos:
Metanol, etanol, ácido acético anidro
NH3
Base1
+
CH3OH
Ácido 2
HNO2
Ácido 2
+
CH3OH
Base1
⇆
⇆
NH4+ +
Ácido 1
CH3OH2+
Ácido 1
CH3OBase 2
+
NO2Base 2
Autoprotólise ou auto-ionização
• Os solventes anfipróticos sofrem autoprotólise;
• Envolve a reação espontânea de moléculas de uma
substância para formar um par de íons:
Base1
+ Ácido 2
H2O
+
CH3OH +
⇆ Ácido 1 +
Base 2
H2O
+ OH⇆ H 3O+
CH3OH ⇆ CH3OH2+ + CH3O-
Autoprotólise da água é pequena à temperatura ambiente
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1
Força de ácidos e bases
• Ácidos fortes reagem completamente com o
solvente, não deixando moléculas do soluto não
dissociadas;
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ou seja,
possuem alto grau de dissociação α → 1;
• A força do ácido é inversamente relacionada com
a força da sua base conjugada; quanto mais forte
o ácido, mais fraca será sua base conjugada.
Ácido forte
Ácido fraco
HClO4
+
H2O
⇆
H3O+
+
ClO4-
HCl
+
H2O
⇆
H3O+
+
Cl-
H3PO4
+
H2O
⇆
H3O+
+
H2PO4 –
H3COOH +
H2O
⇆
H3O+
+
H3COO-
H2PO4-
+
H2O
⇆
H3O+
+
HPO4 =
NH4+
+
H2O
⇆
H3O+
+
NH3
Base fraca
Base forte
Solvente nivelador e solvente diferenciador
• A tendência de um solvente de aceitar ou doar prótons determina
a força do soluto ácido ou básico dissolvido nele. Por exemplo,
os ácidos perclórico e clorídrico são ácidos fortes em água;
• Se o ácido acético anidro, um receptor de prótons mais fraco,
substituir a água como solvente , nenhum desses ácidos sofrerá
uma dissociação total;
• O ácido perclórico é, entretanto, consideravelmente mais forte
que o ácido clorídrico nesse solvente, com sua dissociação sendo
cerca de 5 mil vezes maior;
• Em um solvente diferenciador, vários ácidos se dissociam em
níveis diferentes e têm forças diferentes;
• Em um solvente nivelador, vários
completamente e exibem a mesma força.
ácidos
dissociam-se
HCl e HClO4
Solvente
H2O
CH3COOH (receptor e- mais
fraco)
Ácido forte
(dissociação completa)
Solvente nivelador
Ácidos fracos
(dissociação parcial)
HClO4>>>>HCl (5000x)
Solvente diferenciador
Vários ácidos dissociamse completamente e
exibem a mesma força
Vários ácidos dissociam-se
em níveis diferentes e têm
forças diferentes
Produto Iônico da água, KW
base1 ácido2 ácido1
base2
H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH-
 H 3O +  OH − 
K=
2
[ H 2O ]
Obs: em soluções diluídas,
[H2O] é muito maior do
que a concentração de
espécies químicas em
solução.
+
−



K w =  H 3O  OH 
pH
Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon
hidrônio, ou logaritmo da concentração de H3O+ tomado
com o sinal negativo.
pH = log10 1/[ H 3O + ] ⇒ pH = − log[ H 3O + ]
• Usado porque a maioria das concentrações são menores que 1 mol L-1;
• 10-1 a 10-13 mol L-1 (faixa comum em titulações)
K w =  H 3O +  OH − 
− log K w = − log  H 3O +  OH − 
− log K w = (− log[ H + ]) + (− log[OH − ])
pK w = pH + pOH
Obs: pH + pOH = 14 a
25°C
Escala de pH
mais
básico
NaOH, 0,1mol/L
amônia
leite de magnésia
bórax
mais
ácido
água do mar
sangue, lágrimas
leite
saliva
chuva
café preto
tomate
vinho
vinagre
suco de limão
suco gástrico
pH x homeostasia
• Equilíbrio entre a entrada ou produção de íons
hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo;
• O organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+]
e, consequentemente, o pH sanguíneo, dentro da
normalidade, ou seja manter a homeostasia .
pH do Sangue Arterial
pH normal
Acidose
Alcalose
7,8
7,0
7,4
Faixa de sobrevida
pH dos Líquidos
Corporais
Concentração de H+ em mEq/l
pH
Líquido Extracelular
Sangue arterial
Sangue venoso
Líquido Intersticial
4.0 x 10-5
4.5 x 10-5
4.5 x 10-5
Líquido Intracelular
1 x 10-3 a 4 x 10-5
6.0 a 7.4
Urina
3 x 10-2 a 1 x 10-5
4.5 a 8.0
HCl gástrico
160
7.40
7.35
7.35
0.80