capitulo 11

Equilíbrio em sistemas aquosos

A força dos ácidos e das bases

É possível diferenciar um ácido fraco de um ácido forte através da sua condubilidade elétrica de suas soluções aquosas, mas esse método não é eficiente, pois a maior parte dos ácidos e das bases encontradas na natureza é fraca.

Para saber como utilizar uma medida quantativa das forças dos ácidos e das bases é necessário o controle de equilíbrio para a dissociação de ácidos e bases, por exemplo os ácidos fracos dissolvidos em água com o estabelecimento de um equilíbrio reversível entre as espécies não dissociadas e seus íons. A lei de ação das massas permite avaliar a condição de equilíbrio e comparar a força dos ácidos.

E vamos ver em seguida um exemplo da dissolução do HCL próxima de 100% de acido forte, que é transformado em íons H3O+ e Cl- quando dissolvidos em água. E a equação do acido clorídrico é a seguinte.

HCL(aq)+ H2O(l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)                

Entretanto o ácido acético (CH3COOH) é um acido fraco por apresentar um baixo grau de dissociação em solução aquosa e por isso sua equação deve ser representada pela dupla seta, para mostra que o acido acético se encontra em equilíbrio dinâmico na solução aquosa.

CH3COOH (aq) + H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

E dessa forma é possível determinar a constante do equilíbrio (Ka) da dissociação do ácido acético em solução aquosa.

Ka = [H3O+] . [CH3COO-]

      [CH3COOH]

O valor de Ka, do acido acético, a 25ºC, é 1,8x10 e indica que a concentração dos íons é muito menor que a do acido não dissociado, tratando-se de um acido fraco.

A constante de dissociação dos ácidos indica a extensão de sua dissociação, a uma determinada temperatura.

Vamos considerar um monoácido fraco que é representado por HÁ cuja dissociação em solução aquosa é representada da seguinte forma.

HA (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)

E para encontrarmos a constante dissociação dos ácidos (Ka) faremos dessa forma.

Ka = Kc . [H2O]= [H3O+].[A-] ou Ka = [H+] . [A-]

    [HA]           [HA]

O valor da constante dissociação de um ácido (Ka) indica a forma desse ácido. Quanto maior for a constante, maior será a força do ácido a certa temperatura.

A constante de dissociação das bases fortes, como hidróxidos de sódio (NaOH) dissolvem-se em água com água com dissociação de praticamente 100% de seus aglomerados. Mas as bases fracas a ser colocada na água estabeleceu um equilíbrio que pode ser representado pela dupla seta.

B(aq) + H2O(l) ↔ BH+(aq) + OH-(aq)

O valor da constante de dissociação da base (Kb) é uma medida da força de uma base. Quanto maior for Kb, maior será a força da base e maior a [OH-] na solução.

O calculo da concentração de um solvente é constante e independentemente do volume considerado, pois corresponde a relação entre a quantidade de matéria e o volume ocupado por ela.

Nos diferentes volumes de água possuem diferentes quantidades de água, em mol, mas a relação entre a quantidade de matéria e o volume permanece constante.

As constantes de dissociação (Ka ou Kb) constituem um excelente critério para comparar a força dos ácidos, pois dependem apenas da temperatura da solução.

Para determinar as concentrações das espécies presentes no equilíbrio, a qual pode ser feita por meio da expressão da constante de equilíbrio ou da lei da diluição de Ostwald.

A lei da diluição de Ostwald também é valida para monobases, para bases fracas, para ácidos fracos e outros elementos.

De acordo com a teoria de Bronsted – Lowry a definição de ácidos e bases ocorre em função da capacidade das espécies químicas (compostos moleculares ou íons) de doarem ou receberem um próton (íon H+ ou nucleo de hidrogênio) e não se restringe a sistemas aquosas. E segundo essa mesma lei, o acido é uma espécie química capaz de doar próton (H+), base é uma espécie química capaz de receber próton (H+), reações ácido-base são aquelas em que há transferência de prótons.

Essa teoria possibilita classificar a força dos ácidos em função da sua capacidade de doar prótons.

Assim em uma reação ácido-base, a espécie que tem grande tendência em doar h+ e acido forte. Da mesma, a espécie com pouca tendência de doar H+ (acido fraco) apresentara uma base forte.

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