Reações ácido-base

Este resumo segue a ordem das Aprendizagens Essenciais: os marcos históricos e a definição de Brønsted e Lowry, a autoionização da água, o pH, a força relativa de ácidos e bases, a titulação, o carácter ácido ou básico dos sais e a chuva ácida. Sai sempre uma ou duas perguntas deste tema em exame.

1. Ácidos e bases: da definição de Arrhenius à de Brønsted e Lowry

• Arrhenius (final do século XIX): um ácido é uma substância que origina iões $\text{H}^+$ em água, e uma base é uma substância que origina iões $\text{OH}^-$.
• Brønsted e Lowry (1923): um ácido é uma espécie dadora de um ião $\text{H}^+$ e uma base é uma espécie recetora de um ião $\text{H}^+$. Esta definição não depende de o solvente ser a água.

Um par conjugado ácido-base é formado por um ácido e uma base que diferem apenas num ião $\text{H}^+$. A ordem importa: escreve-se sempre ácido/base.

Uma espécie anfotérica pode comportar-se como ácido ou como base, consoante a espécie com que reage. A água é o exemplo mais comum.

2. Autoionização da água

• É uma reação muito pouco extensa.
• Com o aumento da temperatura, $K_w$ aumenta, o que mostra que a autoionização é endotérmica.
• Em qualquer temperatura: numa solução neutra, $[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-]$. Numa solução ácida, $[\text{H}_3\text{O}^+] > [\text{OH}^-]$, e numa solução básica, $[\text{H}_3\text{O}^+] < [\text{OH}^-]$.

3. O conceito de pH

A 25 °C, e em soluções aquosas não muito concentradas, o pH varia entre $0$ e $14$. Com pH menor do que $7$ a solução é ácida, com pH igual a $7$ é neutra e com pH maior do que $7$ é básica.

4. Força relativa de ácidos e bases

• Ionização de um ácido: reação com a água que forma iões, como em $\text{HCN} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CN}^- + \text{H}_3\text{O}^+$.
• Dissociação de uma substância iónica: separação dos iões já existentes, por ação do solvente, como em $\text{NaOH}(s) \rightarrow \text{Na}^+(aq) + \text{OH}^-(aq)$.
• O grau de ionização (ou de dissociação) é a fração de matéria que sofre o processo: $\alpha = \dfrac{n_{\text{ionizado}}}{n_{\text{dissolvido}}} \times 100\%$.

Como saber se é forte ou fraco:

• Pelo valor da constante dado no enunciado: um valor elevado de $K_a$ (ou $K_b$) indica um ácido (ou base) forte. Um valor baixo indica fraco.
• Se não for dado, olha para a seta da equação: seta simples ($\rightarrow$) quer dizer reação completa, logo ácido ou base forte. Seta dupla ($\rightleftharpoons$) quer dizer reação incompleta, logo ácido ou base fraco.

Num ácido forte monoprótico, a ionização é completa, por isso $[\text{H}_3\text{O}^+] = c$. Num ácido fraco, usa-se a constante de acidez:

Quanto maior o $K_a$, mais extensa é a ionização e mais forte é o ácido. O mesmo se aplica ao $K_b$ e às bases.

5. Titulação ácido-base

Uma titulação é uma técnica para determinar a concentração de uma solução (o titulado, no erlenmeyer), a partir de outra solução de concentração conhecida (o titulante, na bureta), através de uma reação de neutralização.

• Ponto de equivalência: o instante em que o titulado reagiu completamente com o titulante. É determinado pela proporção estequiométrica.
• Ponto final: o instante em que o indicador muda de cor. Idealmente, fica muito perto do ponto de equivalência, mas não são a mesma coisa.

O pH no ponto de equivalência depende da força do ácido e da base (a 25 °C):

Os indicadores ácido-base são ácidos ou bases fracos em que a forma ácida e a forma básica têm cores diferentes. O intervalo de pH em que coexistem as duas cores chama-se zona de viragem. Um indicador é adequado a uma titulação quando muda de cor na zona onde o pH varia bruscamente, junto ao ponto de equivalência.

6. Carácter ácido, básico ou neutro de soluções de sais

Quando um sal se dissolve, os seus iões podem reagir com a água. O carácter da solução depende da origem dos iões:

• Iões provenientes de um ácido forte ou de uma base forte (como $\text{Na}^+$ ou $\text{Cl}^-$) não alteram o pH. Uma solução de $\text{NaCl}$ é neutra.
• O anião de um ácido fraco é uma base: a solução é básica. Por exemplo, $\text{CH}_3\text{COONa}$.
• O catião de uma base fraca é um ácido: a solução é ácida. Por exemplo, $\text{NH}_4\text{Cl}$.

7. Chuva ácida

A água da chuva normal é ligeiramente ácida, com pH próximo de $5{,}6$, devido ao $\text{CO}_2$ dissolvido, que forma ácido carbónico (um ácido fraco):

A chuva ácida tem pH inferior a $5{,}6$ e resulta sobretudo de óxidos de enxofre e de azoto libertados pela queima de combustíveis, que originam ácidos fortes (como o ácido sulfúrico e o ácido nítrico). As suas consequências incluem a degradação de materiais e monumentos, a acidificação de lagos e solos e danos nas florestas. Pode ser minimizada a nível pessoal (menos consumo de energia e de combustíveis), social e industrial (por exemplo, retirando o enxofre dos combustíveis e filtrando os gases libertados).

Praticar com exames

Os exercícios de exame deste tema têm a resolução passo a passo. Começa pelos de pH e de titulação, que são os que mais saem.