14.2: Ácidos e bases de Brønsted-Lowry

Objetivos de

Ao final desta seção, você poderá:

• Identifique ácidos, bases e pares ácido-base conjugados de acordo com a definição de Brønsted-Lowry
• Escreva equações para reações de ionização ácida e básica
• Use a constante do produto iônico para a água para calcular as concentrações de íons hidrônio e hidróxido
• Descreva o comportamento ácido-base das substâncias anfipróticas

A classe de reação ácido-base vem sendo estudada há algum tempo. Em 1680, Robert Boyle relatou características de soluções ácidas que incluíam sua capacidade de dissolver muitas substâncias, mudar as cores de certos corantes naturais e perder essas características após entrar em contato com soluções alcalinas (básicas). No século XVIII, foi reconhecido que os ácidos têm sabor amargo, reagem com o calcário para liberar uma substância gasosa (agora conhecida como CO ₂) e interagem com álcalis para formar substâncias neutras. Em 1815, Humphry Davy contribuiu muito para o desenvolvimento do conceito moderno de ácido-base ao demonstrar que o hidrogênio é o constituinte essencial dos ácidos. Na mesma época, Joseph Louis Gay-Lussac concluiu que os ácidos são substâncias que podem neutralizar as bases e que essas duas classes de substâncias só podem ser definidas em termos uma da outra. A importância do hidrogênio foi enfatizada novamente em 1884, quando Svante Arrhenius definiu um ácido como um composto que se dissolve na água para produzir cátions de hidrogênio (agora reconhecidos como íons hidrônio) e uma base como um composto que se dissolve na água para produzir ânions hidróxido.

Johannes Brønsted e Thomas Lowry propuseram uma descrição mais geral em 1923, na qual ácidos e bases foram definidos em termos da transferência de íons de hidrogênio, H ⁺. (Observe que esses íons de hidrogênio são frequentemente chamados simplesmente de prótons, uma vez que essa partícula subatômica é o único componente dos cátions derivado do isótopo de hidrogênio mais abundante, ¹ H.) Um composto que doa um próton para outro composto é chamado de ácido Brønsted-Lowry, e um composto que aceita um próton é chamado de base Brønsted-Lowry. Uma reação ácido-base é, portanto, a transferência de um próton de um doador (ácido) para um aceitador (base).

O conceito de pares conjugados é útil para descrever as reações ácido-base de Brønsted-Lowry (e também outras reações reversíveis). Quando um ácido doa H ⁺, a espécie que permanece é chamada de base conjugada do ácido porque reage como um aceitador de prótons na reação inversa. Da mesma forma, quando uma base aceita H ⁺, ela é convertida em seu ácido conjugado. A reação entre água e amônia ilustra essa ideia. Na direção para frente, a água age como um ácido doando um próton à amônia e, posteriormente, se tornando um íon hidróxido, OH ⁻, a base conjugada da água. A amônia atua como base na aceitação desse próton, tornando-se um íon amônio,${{\text{NH}}_4}^{\text{+}}\text{,}$o ácido conjugado da amônia. Na direção inversa, um íon hidróxido atua como base na aceitação de um próton do íon amônio, que atua como um ácido.

A reação entre um ácido Brønsted-Lowry e a água é chamada de ionização ácida. Por exemplo, quando o fluoreto de hidrogênio se dissolve na água e ioniza, os prótons são transferidos das moléculas de fluoreto de hidrogênio para as moléculas de água, produzindo íons hidrônio e íons fluoreto:

A ionização básica de uma espécie ocorre quando ela aceita prótons de moléculas de água. No exemplo abaixo, as moléculas de piridina, C ₅ NH ₅, sofrem ionização básica quando dissolvidas em água, produzindo íons hidróxido e piridínio:

As reações de ionização anteriores sugerem que a água pode funcionar tanto como base (como em sua reação com fluoreto de hidrogênio) quanto como ácido (como em sua reação com a amônia). Espécies capazes de doar ou aceitar prótons são chamadas de anfipróticas ou, mais geralmente, anfotéricas, um termo que pode ser usado para ácidos e bases de acordo com definições diferentes da de Brønsted-Lowry. As equações abaixo mostram as duas possíveis reações ácido-base para duas espécies anfipróticas, íon bicarbonato e água:

$${\text{HCO}}_3{}^{—}\left(\text{aq}\right)+{\text{H}}_2\text{O}\left(\text{l}\right){\text{CO}}_3{}^{2—}\left(\text{aq}\right)+{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\left(\text{aq}\right)$$

$${\text{HCO}}_3{}^{—}\left(\text{aq}\right)+{\text{H}}_2\text{O}\left(\text{l}\right){\text{H}}_2{\text{CO}}_3\left(\text{aq}\right)+{\text{OH}}^{\mathrm{—}}\left(\text{aq}\right)$$

A primeira equação representa a reação do bicarbonato como ácido com a água como base, enquanto a segunda representa a reação do bicarbonato como base com a água como ácido. Quando o bicarbonato é adicionado à água, esses dois equilíbrios são estabelecidos simultaneamente e a composição da solução resultante pode ser determinada por meio de cálculos de equilíbrio apropriados, conforme descrito posteriormente neste capítulo.

No estado líquido, as moléculas de uma substância anfiprótica podem reagir umas com as outras, conforme ilustrado para a água nas equações abaixo:

O processo no qual moléculas semelhantes reagem para produzir íons é chamado de autoionização. A água líquida sofre autoionização em uma extensão muito pequena; a 25 °C, aproximadamente duas em cada bilhão de moléculas de água são ionizadas. A extensão do processo de autoionização da água é refletida no valor de sua constante de equilíbrio, a constante do produto iônico para a água, K _w:

$${\text{H}}_2\text{O}(l)+{\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons {\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)K_{\text{w}}=[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][{\text{OH}}^{\text{−}}]$$

A leve ionização da água pura é refletida no pequeno valor da constante de equilíbrio; a 25 °C, K _w tem um valor de 1,0$\times$10 ⁻¹⁴. O processo é endotérmico e, portanto, a extensão da ionização e as concentrações resultantes de íon hidrônio e íon hidróxido aumentam com a temperatura. Por exemplo, a 100 °C, o valor para K _w é cerca de 5,6$\times$10 ⁻¹³, aproximadamente 50 vezes maior que o valor a 25 °C.

Exemplo 14.1

Concentrações de íons em água pura

Qual é a concentração de íons hidrônio e a concentração de íons hidróxido em água pura a 25° C?

Solução

A autoionização da água produz o mesmo número de íons hidrônio e hidróxido. Portanto, em água pura, [H ₃ O ⁺] = [OH ⁻] = x. A 25 °C:

$$K_{\text{w}}=[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][{\text{OH}}^{\text{−}}]=\left(x\right)\left(x\right)=x^2=\mathrm{1,0}\times {10}^{\mathrm{-14}}$$

Então:

$$x=[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]=[{\text{OH}}^{\text{−}}]=\sqrt{\mathrm{1,0}\times {10}^{\mathrm{-14}}}=\mathrm{1,0}\times {10}^{\mathrm{-7}}M$$

A concentração do íon hidrônio e a concentração do íon hidróxido são as mesmas, 1,0$\times$10 ⁻⁷ M.

Verifique seu aprendizado

O produto iônico da água a 80° C é 2,4$\times$10 ⁻¹³. Quais são as concentrações de íons hidrônio e hidróxido em água pura a 80 °C?

Resposta:

[H ₃ O ⁺] = [OH ⁻] = 4,9$\times$10 ⁻⁷ M

Exemplo 14.2

A relação inversa entre [H ₃ O ⁺] e [OH ⁻]

Uma solução de um ácido em água tem uma concentração de íon hidrônio de 2,0$\times$10 ⁻⁶ M. Qual é a concentração do íon hidróxido a 25 °C?

Solução

Use o valor da constante do produto iônico para água a 25 °C

$$2{\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons {\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)K_{\text{w}}=[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][{\text{OH}}^{\text{−}}]=\mathrm{1,0}\times {10}^{\mathrm{-14}}$$

para calcular a concentração de equilíbrio que falta.

O rearranjo da expressão K _w mostra que [OH ⁻] é inversamente proporcional a [H ₃ O ⁺]:

$$[{\text{OH}}^{\text{−}}]=\frac{K_{\text{w}}}{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]}=\frac{\mathrm{1,0}\times {10}^{\mathrm{-14}}}{2.0\times {10}^{\mathrm{-6}}}=\mathrm{5,0}\times {10}^{\mathrm{-9}}$$

Em comparação com a água pura, uma solução de ácido apresenta uma maior concentração de íons hidrônio (devido à ionização do ácido) e uma concentração proporcionalmente menor de íons hidróxido. Isso pode ser explicado pelo princípio de Le Châtelier como um desvio para a esquerda no equilíbrio de autoionização da água resultante do estresse do aumento da concentração de íons hidrônio.

Substituir as concentrações de íons na expressão K _w confirma esse cálculo, resultando no valor esperado:

$$K_{\text{w}}=[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][{\text{OH}}^{\text{−}}]=(2.0\times {10}^{\mathrm{-6}})(\mathrm{5,0}\times {10}^{\mathrm{-9}})=\mathrm{1,0}\times {10}^{\mathrm{-14}}$$

Verifique seu aprendizado

Qual é a concentração de íons hidrônio em uma solução aquosa com uma concentração de íon hidróxido de 0,001 M a 25 °C?

Resposta:

[H ₃ O ⁺] = 1$\times$10 ⁻¹¹ M

Exemplo 14.3

Representando o comportamento ácido-base de uma substância anfotérica

Escreva equações separadas representando a reação de${\text{HSO}}_3{}^{\text{−}}$

(a) como um ácido com OH ^-

(b) como base com HI

Solução

(uma)${\text{HSO}}_3{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)\rightleftharpoons {\text{ENTÃO}}_3{}^{\text{2−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$

(b)${\text{HSO}}_3{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+\text{OI}(\mathrm{uma}q)\rightleftharpoons {\text{H}}_2{\text{ENTÃO}}_3(\mathrm{uma}q)+{\text{EU}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)$

Verifique seu aprendizado

Escreva equações separadas representando a reação de${\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{−}}$

(a) como base com HBr

(b) como um ácido com OH ^-

Resposta:

(uma)${\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+\text{HBr}(\mathrm{uma}q)\rightleftharpoons {\text{H}}_3{\text{PO}}_4(\mathrm{uma}q)+{\text{Br}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q);$(b)${\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)\rightleftharpoons {\text{LÚPULO}}_4{}^{\text{2−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$