Ácidos e Bases: Cálculos de pH e pOH

1. Ácidos e Bases: Cálculos de pH e pOH Água (H2O): dissocia-se em partículas + e – H2O H+ + OH- Íon hidrogênio Íon hidroxila Quando a água está neutra, diz-se que a concentração [ ] (mols/L) de H+ e OH- é igual. Quando [H+] ou [OH-] aumenta ou diminui é devido ao acréscimo de substâncias conhecidas como ÁCIDOS ou BASES. ÁCIDOS: liberam H+ em solução aquosa (Brönsted-Lowry) H+ = íon hidrogênio A- = base conjugada HA H+ + A- Ex: HCl  H+ + Cl- : ácido clorídrico (monoprótico – libera 1H+) H2SO4  H+ + HSO4- : ácido sulfúrico (diprótico – libera 2H+) H3PO4  H+ + H2PO4- : ácido fosfórico (triprótico – libera 3H+) Obs: Os íons hidrogênios são dissociados um de cada vez BASES: possuem a capacidade de fornecer íons OH- ou de receber íons H+ Ex: NaOH  Na+ + OH- Ca(OH)2  Ca+2 + 2 OH- NH3 + H+  NH4+ Quando falamos em base conjugada, queremos dizer que existe um EQUIlÍBRIO e que aquela base aceita de volta um íon hidrogênio para se tornar REAGENTE.

2. pH: medida da concentração de íons H+ em solução aquosa • Medido em valores que vão de 0 a 14 : • 0 ----- 6,9 (pH ácido – predominância de H+) • (pH neutro – igualdade de H+ e OH-) • 7,1 ----- 14 (pH básico – predominância de OH-) • Ex. HCl  H+ + Cl- : estão sendo liberados íons H+ • Qual a solução mais ácida: • Se tivéssemos 15 moléculas de HCl? • Se tivéssemos 150 moléculas de HCl? • Cálculo do pH : logaritmo da concentração de H+ • pH = - log [H+] • pOH = - log [OH-] • pH + pOH = 14 • pH de algumas soluções comuns: • pH • Suco gástrico 1 – 2,5 • Ácido acético (vinagre) 2,9 • Suco de tomate 4,2 • Café 5,0 • Água da chuva 6,2 • Leite 6,5 • Água pura 7,0 • pH fisológico 7,4 Quanto maior for o pH, menor será a concentração de íons hidrogênio Quanto menor for o pH, maior será a concentração de íons hidrogênio Idem para o pOH, só que em relação ao íon hidroxila. Problema: Uma solução tem uma concentração de íons H+ de 10-10M. Qual seu pH?

3. Qual a concentração de uma solução de Coca-Cola cujo pH é igual a 2? • NEUTRALIZAÇÃO: Reação entre um ácido forte e uma base forte. • Como produtos são formados um sal e água. • ÁCIDO FORTE: LIBERA H+ FACILMENTE • Ex. HA H+ + A- : 15HA liberam 15 H+ - ácido forte • HB  H+ + B- : 15 HB liberam somente 10H+ - ácido moderadamente forte • HC  H+ + C- : 15 HC liberam somente 1H+ - ácido fraco • BASE FORTE: LIBERA OH- FACILMENTE OU NÃO ACEITA UM H+ FACILMENTE • Ex: NaOH  Na+ + OH- base forte • CH3COO- + H+ CH3COOH base forte • NH3+ H+  NH4+ base fraca • ASSIM, • HCl + NaOH  NaCl + H2O • Escreva os produtos das seguintes reações de neutralização: • Ca (OH)2 + H2SO4  • KOH + HBr  • CH3COOH + NaOH  SOLUÇÕES TAMPÃO Uma solução tampão é constituída por um ÁCIDO FRACO e seu ânion (base conjugada). Ex. H2CO3H+ + HCO3- (ácido carbônico/bicarbonato) No caso de ácidos ou bases fracas ocorre um equilíbrio químico. Adicionando-se mais H+ ao meio, o HCO3- “captura” estes íons H+ e volta a ser H2CO3. Como o pH só pode ser medido em função da quantidade de H+ em solução, não existe aumento na [H+].

4. Outros sistemas-tampão: • Fosfato • H2PO4- + OH-  HPO42- + H2O Íon di-hidrogeno Fosfato Doa 1H+ para a base OH- formando H2O. Considerando-se que a reação de dissociação de um tampão é um equilíbrio, é possível determinar a constante de dissociação deste tampão. Ex. : H2CO3H+ + HCO3- K = [H+] [HCO3-] [H2CO3] Logaritmizando os dois lados, e aplicando propriedades matemáticas, tem-se que: pKa = pH – log [HCO3-] [H2CO3] pKa = força do ácido, diz se este é forte ou fraco. Vai depender da concentração de H+ e da base conjugada e do ácido fraco. Importância dos tampões: nos sistemas biológicos são os grandes responsáveis para que não haja variações do pH nos mais diversos órgãos, células e tecidos do corpo. Mínimas variações do pH fisiológico podem levar a morte das células e consequentemente do organismo. Ex. Tampão bicarbonato, fosfato, proteínas ácidas e básicas, hemoglobina.