Equilíbrio ácido-base: indicadores

Páginas: 12 (2883 palavras) Publicado: 29 de janeiro de 2013
INTRODUÇÃO
O químico sueco Svante Arrhenius em torno de 1884 deu a primeira definição de ácidos e bases: Substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons hidrogênios (H3O+), enquanto que substâncias básicas são as que em solução aquosa dissociam-se em íons hidroxilas (OH-). Entretanto os químicos descobriram posteriormente, que as reações ácido-base ocorrem também emoutros solventes, e até mesmo na ausência de solventes. De acordo com Bronsted-Lowry, o ácido é uma espécie química que cede íons hidrogênios (prótons), enquanto que a base é uma espécie que é capaz de receber tais prótons. A definição de Bronsted é mais geral e se aplica a espécies que o solvente não seja a água e mesmo à fase gás.
Os conceitos de ácido e base são mais amplos do que atransferência de prótons, Lewis então formulou as seguintes definições: Um ácido é receptor de par de elétrons, enquanto que a base é doador de par de elétrons. Portanto quando ocorre a reação entre um ácido e uma base de Lewis há formação de ligação covalente coordenada, onde o par de elétrons fornecidos pela base ao ácido está sendo compartilhado por ambas as espécies químicas que lhe deu origem.Considerando a seguinte reação geral:
A + :B → A:B
Onde: A = Ácido de Lewis
:B = Base de Lewis
A:B = Complexo ácido-base
Uma importante observação a ser fazer sobre a definição de Bronsted é que uma mesma espécie pode atuar como um ácido e uma base, como no caso da água que é anfiprótica, ocorrem transferência de prótons entre as moléculas de água até mesmo em água pura de acordocom a seguinte reação:
2 H2O(l)↔ H3O+(aq)+ OH-(aq)
A constante de autoprotólise da água é definida através:
Kw=H3O+×[OH-]
Em água pura a 25°C as concentrações molares de H3O+ e OH- são iguais e tem valor experimental igual a 1,0 × 10-7. Logo: Kw = 1,0 × 10-14. Portanto os íons hidrônio estão presentes em água, e que em soluções de ácido ou base em água, a concentração de íon H3O+ depende daconcentração do soluto. Temos que:
pH= -log[H3O+]
O sinal negativo na definição do pH significa que, quanto maior for a concentração molar de H3O+ menos será o pH. Através dessa afirmação temos que:
* pH da água pura (solução neutra) é 7;
* pH de uma solução ácida é menor que 7;
* pH de uma solução básica é maior que 7.
O pOH é conveniente para expressar as molaridades dos íons OH-em solução.
pOH= -log[OH-]
pH e o pOH estão relacionados através: pH + pOH = pKw pH + pOH = 14
Como os ácidos e bases conjugados estão em equilíbrio em solução é possível expressar a força de um ácido ou de uma base em termos da constante de equilíbrio da transferência de prótons entre o soluto e o solvente, o que chamamos de constante de acidez (Ka) e constante de basicidade (Kb), essasconstantes são expressas da mesma forma como por exemplo a constante de acidez para o ácido acético é dado por:
Ka= H+ x [CH3CO2-][CO3CO2H]
Em geral a constante de acidez é dada por:
HA(aq)+ H2O(l)↔ H3O+(aq)+ A-(aq)
Ka= H3O+ x [A-][HA]
E a constante de basicidade da amônia:
Kb=NH4+×[OH-]NH3
A forma geral para a contante de basicidade segue a mesma lógica da acidez:
Baq+ H2O(l)↔ HB+(aq)+ OH-(aq)Kb=HB+×[OH-]B
Muitas substâncias que ocorrem naturalmente ou são sintéticas, exibem coloração que dependem do pH da solução que estão dissolvidas. Um indicador ácido/base é um ácido ou base orgânica fracos cuja forma não dissociada não difere da cor de sua base ou ácido conjugados. O comportamento de um indicador do tipo ácido (HIn) é dado pelo equilíbrio:
HIn (cor ácida)+H2O ↔In-cor básica+H3O+O equilíbrio para um indicador básico é determinado pelo equilíbrio:
In cor básica+H2O ↔InH+cor ácida+OH-
A concentração do íon hidrônio determina a razão entre a forma ácida e a forma conjugada básica do indicador, que controla a coloração da solução, de acordo com:
H3O+=Ka x [HIn][In-]
A alteração de cor é detectada por um observador geralmente dentro da faixa de viragem entre as razões...
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