Resumos · Física e Química APT · Secundário

Reações ácido-base

Estudam-se os conceitos de ácido e base segundo Brønsted-Lowry e os pares conjugados, a autoionização da água (Kw) e a escala de pH, a força dos ácidos e das bases (Ka e Kb) e as titulações ácido-base com a reação de neutralização. Matéria do 11.º ano (Química), avaliada no Exame Nacional (prova 715).

4 secções~10 min de leitura3 competênciasNível Padrão 2 · Aprofundamento 2

T·111111 / 17

Perfil de exame

Identificar pares ácido-base conjugados (Brønsted-Lowry)Calcular pH de soluções e relacioná-lo com [H₃O⁺] e KwDistinguir ácidos/bases fortes e fracos e interpretar titulações

Operadores:identificacalculadistingueinterpretajustificarelaciona

nível básico

Reconhecer ácidos e bases, pares conjugados e a escala de pH.

nível avançado

Calcular pH de ácidos/bases fortes e fracos (com Ka/Kb) e interpretar curvas de titulação.

Profundidade

Texto

Conteúdo · 4 secções

Reações ácido-base

Ácidos e bases de Brønsted-Lowry#

PadrãoAE-fisica-e-quimica-a-11-acido-base

Segundo Brønsted-Lowry, um ácido é uma espécie que cede um protão (ião H⁺) e uma base é uma espécie que capta um protão. Uma reação ácido-base é, então, uma transferência de protão do ácido para a base. Este conceito é mais geral do que o de Arrhenius e aplica-se a qualquer solvente.

Ao ceder um protão, um ácido origina a sua base conjugada; ao captar um protão, uma base origina o seu ácido conjugado. Ácido e base conjugada diferem exatamente num protão e formam um par ácido-base conjugado (por exemplo, «HCl / Cl⁻» ou «NH₄⁺ / NH₃») — ver Fig. 1.

Pares ácido-base conjugados

Fig. 1Fig. 1 — Pares ácido-base conjugados: diferem exatamente num protão.

Algumas espécies podem comportar-se como ácido ou como base, consoante a outra espécie presente: são anfotéricas. A água é o exemplo maior: perante um ácido atua como base (capta protão, formando «H₃O⁺»); perante uma base atua como ácido (cede protão, formando «OH⁻»). Numa reação, identificam-se sempre dois pares conjugados.

Reconhecer os pares conjugados numa equação é uma competência básica deste domínio. A Fig. 1 apresenta pares ácido-base conjugados típicos; note-se que a base conjugada de um ácido forte é uma base muito fraca (e vice-versa).

Exemplo resolvido

Identificar pares conjugados

Na reação CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺, identifica o ácido, a base e os pares conjugados.

Quem cede o protão
O CH₃COOH cede um protão à água ⇒ é o ácido; a sua base conjugada é CH₃COO⁻.
Quem capta o protão
A H₂O capta o protão ⇒ é a base; o seu ácido conjugado é H₃O⁺.
Pares
Par 1: CH₃COOH / CH₃COO⁻; Par 2: H₃O⁺ / H₂O.

Resultado: Ácido: CH₃COOH; base: H₂O; pares conjugados CH₃COOH/CH₃COO⁻ e H₃O⁺/H₂O.

Erros frequentes

Trocar ácido conjugado com base conjugada (o par difere apenas num protão).
Não identificar os dois pares conjugados que existem sempre numa reação ácido-base.

Revisão ativa

Na reação NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻, identifica o ácido, a base e os dois pares ácido-base conjugados.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Autoionização da água e escala de pH#

PadrãoAE-fisica-e-quimica-a-11-acido-base

A água sofre autoionização: uma pequena fração das suas moléculas transfere protões entre si, «2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻». A constante deste equilíbrio é o produto iónico da água, «Kw = [H₃O⁺][OH⁻]», que a 25 °C vale «1,0 × 10⁻¹⁴». Na água pura, «[H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ mol/dm³» (solução neutra).

O pH mede a acidez de forma cómoda, comprimindo as concentrações (muito pequenas) numa escala manejável: «pH = −log[H₃O⁺]». Analogamente, «pOH = −log[OH⁻]». Como «Kw = 10⁻¹⁴» a 25 °C, tem-se «pH + pOH = 14». A escala de pH vai, tipicamente, de 0 a 14 (ver Fig. 2).

Escala de pH

Fig. 2Fig. 2 — Escala de pH (a 25 °C): ácida (< 7), neutra (= 7) e básica (> 7).

A 25 °C: uma solução neutra tem «pH = 7» («[H₃O⁺] = [OH⁻]»); uma solução ácida tem «pH < 7» («[H₃O⁺] > [OH⁻]»); uma solução básica tem «pH > 7» («[H₃O⁺] < [OH⁻]»). Como a escala é logarítmica, uma diferença de uma unidade de pH corresponde a uma variação de 10 vezes na concentração de «H₃O⁺».

A Fig. 2 representa a escala de pH e as regiões ácida, neutra e básica. Atenção: o pH neutro só é 7 a 25 °C; como «Kw» depende da temperatura, o pH da água pura a outras temperaturas é diferente de 7 (embora a solução continue neutra).

K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 1{,}0 \times 10^{-14}\ (25\,^{\circ}\text{C})

Produto iónico da água

Constante de equilíbrio da autoionização da água; na água pura [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/dm³.

\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+], \qquad \text{pH} + \text{pOH} = 14

Escala de pH

A 25 °C; a escala é logarítmica (uma unidade de pH = fator 10 na concentração).

Exemplo resolvido

Do [H₃O⁺] ao pH

Uma solução tem [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻³ mol/dm³ (a 25 °C). Calcula o pH, o pOH e a [OH⁻] e classifica a solução.

pH
pH = −log(1,0 × 10⁻³) = 3,0.
pOH
pOH = 14 − pH = 14 − 3,0 = 11,0.
[OH⁻]
[OH⁻] = Kw / [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻¹⁴ / 1,0 × 10⁻³ = 1,0 × 10⁻¹¹ mol/dm³.

Resultado: pH = 3,0; pOH = 11,0; [OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹¹ mol/dm³ — solução ácida (pH < 7).

Erros frequentes

Esquecer o sinal negativo na definição de pH (pH = −log[H₃O⁺]).
Assumir que pH = 7 é sempre neutro, independentemente da temperatura (só a 25 °C).

Revisão ativa

Uma solução tem [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻³ mol/dm³. Calcula o pH, o pOH e a [OH⁻] (a 25 °C), e classifica a solução.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Força de ácidos e bases: Ka e Kb#

AprofundamentoAE-fisica-e-quimica-a-11-acido-base

Um ácido forte ioniza-se completamente em água (praticamente todas as moléculas cedem o protão), pelo que a [H₃O⁺] é igual à concentração do ácido. Um ácido fraco ioniza-se apenas parcialmente, estabelecendo um equilíbrio; a sua força mede-se pela constante de acidez «Ka = [A⁻][H₃O⁺] / [HA]» — quanto maior o «Ka», mais forte o ácido (ver Fig. 3).

Força de alguns ácidos (Ka)

Fig. 3Fig. 3 — Quanto maior o Ka, mais forte o ácido (ionização mais completa).

Analogamente, uma base fraca tem uma constante de basicidade «Kb». Para um par ácido-base conjugado, «Ka × Kb = Kw»: quanto mais forte o ácido, mais fraca a sua base conjugada (e vice-versa). É por isso que a base conjugada de um ácido forte praticamente não reage com a água.

O cálculo do pH difere conforme a força. Para um ácido forte de concentração «c», «[H₃O⁺] ≈ c» e «pH = −log c». Para um ácido fraco, resolve-se o equilíbrio: numa aproximação usual, «[H₃O⁺] ≈ √(Ka · c)». Confundir os dois procedimentos é um erro frequente e penalizador.

A Fig. 3 compara valores de «Ka»: os ácidos fortes têm «Ka» muito elevado (ionização completa) e os fracos «Ka» pequeno. A força de um ácido é uma propriedade da substância; não confundir com a concentração (uma solução diluída de ácido forte pode ter menos «H₃O⁺» do que uma concentrada de ácido fraco).

K_a = \dfrac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]}, \qquad K_a \cdot K_b = K_w

Constante de acidez

Ka mede a força de um ácido fraco; para o par conjugado, Ka × Kb = Kw.

Exemplo resolvido

pH de um ácido fraco

Calcula o pH de uma solução de ácido acético 0,10 mol/dm³ (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).

Aproximação
Ácido fraco: [H₃O⁺] ≈ √(Ka · c).
$[\text{H}_3\text{O}^+] \approx \sqrt{K_a \cdot c}$
Substituir
[H₃O⁺] ≈ √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,10) = √(1,8 × 10⁻⁶) ≈ 1,34 × 10⁻³ mol/dm³.
pH
pH = −log(1,34 × 10⁻³) ≈ 2,87.

Resultado: pH ≈ 2,9 — bem acima de 1 (o pH de um ácido forte 0,10 mol/dm³ seria 1,0).

Erros frequentes

Tratar um ácido fraco como forte (usar [H₃O⁺] = c em vez de resolver o equilíbrio).
Confundir força (Ka) com concentração (uma coisa é a substância, outra é a quantidade dissolvida).

Revisão ativa

Calcula o pH de uma solução de ácido acético (CH₃COOH) 0,10 mol/dm³, sabendo que Ka = 1,8 × 10⁻⁵.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Titulação ácido-base e neutralização#

AprofundamentoAE-fisica-e-quimica-a-11-acido-base

Na reação de neutralização, um ácido reage com uma base formando um sal e água (por exemplo, «HCl + NaOH → NaCl + H₂O»). No ponto de equivalência, a quantidade de matéria de «H₃O⁺» proveniente do ácido iguala a de «OH⁻» proveniente da base — os reagentes reagiram nas proporções estequiométricas.

A titulação é uma técnica para determinar a concentração desconhecida de uma solução: adiciona-se gradualmente uma solução de concentração conhecida (o titulante) até ao ponto de equivalência, detetado por um indicador ou por medição do pH. A curva de titulação (pH em função do volume de titulante) apresenta uma variação brusca de pH junto à equivalência (ver Fig. 4).

Curva de titulação ácido-base

Fig. 4Fig. 4 — Curva de titulação (ácido forte + base forte): salto de pH no ponto de equivalência (assinalado).

No ponto de equivalência de um ácido forte com uma base forte, a solução é neutra («pH = 7» a 25 °C). Para um ácido fraco com base forte, o pH de equivalência é superior a 7 (a base conjugada formada é básica); para base fraca com ácido forte, é inferior a 7. A escolha do indicador deve ajustar-se a esse pH.

O cálculo baseia-se na igualdade de quantidades de matéria na equivalência. Para uma reação de proporção 1:1, «c_ácido · V_ácido = c_base · V_base». A Fig. 4 mostra a curva de titulação, com o salto de pH que assinala o ponto de equivalência.

c_a\,V_a = c_b\,V_b \quad (\text{proporção 1:1})

Neutralização no ponto de equivalência

Iguala as quantidades de matéria de ácido e de base que reagem, numa reação de proporção 1:1.

Exemplo resolvido

Concentração por titulação

Titulam-se 25,0 mL de HCl com NaOH 0,10 mol/dm³; até à equivalência gastam-se 20,0 mL de base. Calcula a concentração do HCl (reação 1:1).

Quantidade de base
n(NaOH) = c · V = 0,10 × 0,0200 = 2,0 × 10⁻³ mol.
Igualdade na equivalência
Proporção 1:1 ⇒ n(HCl) = n(NaOH) = 2,0 × 10⁻³ mol.
Concentração do ácido
c(HCl) = n / V = 2,0 × 10⁻³ / 0,0250 = 0,080 mol/dm³.

Resultado: A solução de HCl tem concentração 0,080 mol/dm³.

Erros frequentes

Assumir sempre pH = 7 na equivalência (só para ácido forte + base forte).
Confundir ponto de equivalência (estequiométrico) com ponto de viragem do indicador.

Revisão ativa

Titulam-se 25,0 mL de uma solução de HCl com NaOH 0,10 mol/dm³, gastando-se 20,0 mL até à equivalência. Calcula a concentração do HCl.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Referências e fontes

Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE)

Reações ácido-base

4 secções~10 min de leitura3 competênciasNível Padrão 2 · Aprofundamento 2

Reações ácido-base

Pontos-chave

Identificar pares conjugados

Pontos-chave

Do [H₃O⁺] ao pH

Pontos-chave

pH de um ácido fraco

Pontos-chave

Concentração por titulação

Fontes

Reações ácido-base

Pontos-chave

Identificar pares conjugados

Pontos-chave

Do [H₃O⁺] ao pH

Pontos-chave

pH de um ácido fraco

Pontos-chave

Concentração por titulação

Fontes