14.11: Resumo

14.1 Ácidos e bases de Brønsted-Lowry

Um composto que pode doar um próton (um íon de hidrogênio) para outro composto é chamado de ácido Brønsted-Lowry. O composto que aceita o próton é chamado de base Brønsted-Lowry. A espécie restante após um ácido Brønsted-Lowry perder um próton é a base conjugada do ácido. A espécie formada quando uma base de Brønsted-Lowry ganha um próton é o ácido conjugado da base. Assim, uma reação ácido-base ocorre quando um próton é transferido de um ácido para uma base, com formação da base conjugada do ácido reagente e formação do ácido conjugado da base reagente. As espécies anfipróticas podem atuar tanto como doadoras de prótons quanto como aceitadoras de prótons. A água é a espécie anfiprótica mais importante. Ele pode formar tanto o íon hidrônio, H ₃ O ⁺, quanto o íon hidróxido, OH ⁻ quando sofre autoionização:

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

O produto iônico da água, K _w, é a constante de equilíbrio para a reação de autoionização:

$$K_{\text{w}}=[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]\left[{\text{OH}}^{\text{−}}\right]=\mathrm{1,0}\times 10^{\mathrm{-14}}\text{em}25\text{°C}$$

14,2 pH e pOH

As concentrações de íons hidrônio e hidróxido em meio aquoso são frequentemente representadas como valores logarítmicos de pH e pOH, respectivamente. A 25 °C, o equilíbrio de autoprotólise para água requer a soma de pH e pOH igual a 14 para qualquer solução aquosa. As concentrações relativas de hidrônio e íon hidróxido em uma solução definem seu status como ácido ([H ₃ O ⁺] > [OH ⁻]), básico ([H ₃ O ⁺] < [OH ⁻]) ou neutro ([H ₃ O ⁺] = [OH ⁻]). A 25 °C, um pH < 7 indicates an acidic solution, a pH > 7 é uma solução básica e um pH = 7 uma solução neutra.

14.3 Forças relativas de ácidos e bases

As forças relativas dos ácidos e bases são refletidas nas magnitudes de suas constantes de ionização; quanto mais forte o ácido ou a base, maior sua constante de ionização. Existe uma relação recíproca entre os pontos fortes de um par ácido-base conjugado: quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada. A água exerce um efeito nivelador nos ácidos ou bases dissolvidos, reagindo completamente para gerar seus íons hidrônio e hidróxido característicos (o ácido e a base mais fortes que podem existir na água). As forças dos ácidos binários aumentam da esquerda para a direita ao longo de um período da tabela periódica (CH ₄ < NH ₃ < H ₂ O < HF) e aumentam em um grupo (HF < HCl < HBr < HI). As forças dos oxiácidos que contêm o mesmo elemento central aumentam à medida que o número de oxidação do elemento aumenta (H ₂ SO ₃ < H ₂ SO ₄). As forças dos oxiácidos também aumentam à medida que a eletronegatividade do elemento central aumenta [H ₂ SeO ₄ < H ₂ SO ₄].

14.4 Hidrólise de sais

Os íons que compõem os sais podem possuir caráter ácido ou básico, ionizando quando dissolvidos em água para produzir soluções ácidas ou básicas. Os cátions ácidos são normalmente os parceiros conjugados de bases fracas, e os ânions básicos são os parceiros conjugados dos ácidos fracos. Muitos íons metálicos se ligam às moléculas de água quando dissolvidos para produzir íons complexos que podem funcionar como ácidos.

14.5 Ácidos polipróticos

Um ácido que contém mais de um próton ionizável é um ácido poliprótico. Esses ácidos sofrem reações de ionização gradual envolvendo a transferência de prótons únicos. As constantes de ionização dos ácidos polipróticos diminuem a cada etapa subsequente; essas reduções normalmente são grandes o suficiente para permitir cálculos simples de equilíbrio que tratam cada etapa separadamente.

14.6 Tampões

As soluções que contêm quantidades apreciáveis de um par ácido-base conjugado fraco são chamadas de tampões. Uma solução tamponada sofrerá apenas pequenas alterações no pH quando pequenas quantidades de ácido ou base forem adicionadas. A adição de grandes quantidades de ácido ou base pode exceder a capacidade do tampão, consumindo a maior parte de um parceiro conjugado e impedindo novas ações de tamponamento.

14.7 Titulações ácido-base

A curva de titulação para uma titulação ácido-base é normalmente um gráfico de pH versus volume de titulante adicionado. Essas curvas são úteis na seleção de indicadores ácido-base apropriados que permitirão determinações precisas dos pontos finais de titulação.