A força dos ácidos e das bases

Constante de dissociação (K_a)

          É possível fazer a diferenciação entre um ácido fraco e um ácido forte por meio da condutibilidade elétrica de suas soluções aquosas. Mas esse método não é eficiente para comparar a força de vários ácidos. A maior parte dos ácidos e das bases encontrados na natureza é fraca. K<sub>a corresponde à constante de acidez.

Dissociação de ácidos e constante de equilíbrio</sub> 

          Ácidos fracos dissolvidos em água dissociam-se com o estabelecimento de um equilíbrio reversível entre as espécies não dissociadas e os seus íons. Ao aplicar-se a Lei de Ação das Massas a esses equilíbrios permite a avaliação da condição de equilíbrio e a comparação entre as forças dos ácidos.
          O ácido acético é um ácido fraco por apresentar um baixo grau de dissociação em solução aquosa. Dependendo da concentração e da temperatura, apenas uma a cada cem moléculas de ácido acético sofre dissociação em contato com a água.

Constante de dissociação dos ácidos

          A constante de dissociação do ácido indica a extensão de sua dissociação, a uma determinada temperatura. Quanto maior for o grau de dissociação, maior será a concentração dos íons presentes no equilíbrio e menor a concentração do ácido não dissociado.
          O valor da constante de dissociação de um ácido (Ka), indica a força desse ácido. Quanto maior for a constante, maior será a força do ácido a determinada temperatura.

Constante de dissociação das bases

          Bases fortes, como a do hidróxido de sódio, dissolvem-se em água com dissociação de praticamente 100% de seus aglomerados. As bases fracas apresentam um grau de dissociação baixo. Quando uma base fraca é colocada em água, os íons formados e as espécies químicas não dissociadas estabelecem um equilíbrio químico.

Lei da Diluição de Ostwald

          As constantes de dissociação ( Ka ou Kb) constituem um excelente critério para comparar a força existente entre ácidos e bases, pois dependem apenas da temperatura da solução. O grau de dissociação (a) também pode ser utilizado para se fazer essa comparação, mas seu valor depende da concentração da solução a ser analisada e de sua temperatura. Portanto, quanto mais diluídos estiverem um ácido ou uma base, maiores serão os seus graus de dissociação.

Definição de ácido e base de acordo com a Teoria de Brönsted-Lowry

          No ano de 1923, uma teroia mais abrangente sobre ácidos e bases foi proposta independentemente pelo químico dinamarquês Johannes Brönsted e pelo químico inglês Thomas Lowry. De acordo com essa teoria, a definição de ácidos e de bases ocorre em função da capacidade das espécies químicas de doarem ou receberem um próton e não se restringe a sistemas aquosos. Segundo a teoria:

• Ácido é uma espécie química capaz de doar próton (H⁺).
• Base é uma espécie de química capaz de receber  próton (H^-).
• Reações ácido-base são aquelas em que existe transferência de prótons.

          Por essa teoria, as reações de neutralização seriam uma transferência de prótons (H⁺) entre um ácido e uma base, tendo como consequência a formação de dois pares ácido-base conjugados, os quais compreendem espécies que diferem em um H⁺.

          A teoria nos possibilita classificar a força dos ácidos em função da sua capacidade de doar prótons. Um ácido forte deve apresentar uma grande tendência de transferir prótons.    Assim, em uma relação ácido-base, a espécie que tem grande tendência em doar H⁺ é ácido forte. Da mesma forma, a espécie que possui pouca tendência de doar H⁺  apresentará uma base forte.

Equilíbrios em sistemas aquosos

          No nosso organismo, ocorrem diversas reações químicas, que geralmente se processam em determinada faixa de temperatura, pH e concentração de reagentes.
          O suco gástrico, por exemplo, apresenta normalmente pH em torno de 2. Ele é altamente ácido, devido ao fato a presença de ácido clorídrico (HCl), que, dentre outras funções no estômago, é necessário para ação da pepsina (enzima atuante na digestão das proteínas).
          Quando o suco gástrico torna-se mais ácido do que o normal, ele causa azia e prejudica a digestão. Nesse caso, é comum o  uso de medicamentos para compensar essas alterações, como comprimidos efervescentes, os quais geralmente são compostos por ácido cítrico, carbonato e bicarbonato de sódio. A seguir serão abordados outros aspectos a respeito do equilíbrio químico em meio aquoso.

Fatores que alteram o estado de equilíbrio

Princípio de Le Châtelier

          Ao dissolvermos um comprimido de antiácido efervescente em uma quantidade qualquer de água, forma-se um sistema em equilíbrio, envolvendo os componentes da fórmula desse medicamento: bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, ácido cítrico e ácido acetilsalicílico. Se adicionarmos a esse sistema um ácido, observa-se a produção de mais bolhas de gás.
          Interpretando esses resultados, podemos dizer que houve um favorecimento do equilíbrio no sentido da formação do gás. Isso quer dizer que o equilíbrio formado após a dissolução do comprimido foi perturbado. Esse fenômeno, observado nos sistemas em equilíbrio, em que uma perturbação desencadeia o equilíbrio, favorecendo-o no sentido de compensar a modificação imposta, é chamado de Princípio de Le Châtelier.

Concentração

          Ao analisarmos o que foi visto anteriormente, concluímos que a diminuição da concentração de um dos produtos da reação favoreceu a formação de gás, ou seja, um dos produtos da reação. Agora, veja o que acontece quando alteramos a concentração dos reagentes:
Por exemplo, para o sistema em equilíbrio:

2 CO (g) + O₂ (g)2 CO₂ (g)

          Observa-se maior rendimento em produtos quando se inicia a reação com altas concentrações de CO (g) ou de O₂ (g). Pelo Princípio de Le Chantêlier, a perturbação dever ser compensada. Para isso, é necessário o consumo da espécie que está em maior concentração, o que é realizado quando se formam produtos.

Pressão

          É importante considerar a pressão de um sistema em equilíbrio somente quando estão presentes substâncias em estado gasoso. Praticamente não há favorecimento do equilíbrio em nenhum sentido quando se altera a pressão de um equilíbrio quando se envolve apenas sólidos e líquidos. Nos sistemas homogêneos, isso também pode ser observado. O aumento da pressão faz com que o equilíbrio seja favorecido no sentido em que há o menor número de moléculas no estado gasoso. Já a diminuição da pressão favorece a reação inversa, em que o sistema ocupa maior volume, e é identificada pela intensificação da cor castanha.

Temperatura

          Para observar a influência da temperatura nos equilíbrios, vamos considerar a equação termoquímica que os representa. Por exemplo, no equilíbrio envolvendo a formação da amônia, que é um processo exotérmico,

N₂ (g) + 3 H₂ (g)2 NH₃ (g) + 46 kj

a formação do produto é aumentada quando há o abaixamento da temperatura. Como a energia é um produto da reação, ela está sendo retirada, com o resfriamento, e o equilíbrio deve compensar esse efeito favorecendo a reação no sentido da formação dos produtos. 

Ou seja, a variação da temperatura funciona de duas maneiras:

Em processos endotérmicos:

• K_c é proporcional à temperatura;
• O aumento da temperatura aumenta o K_c e a diminuição da temperatura diminui o K_c.

E quanto os processos exotérmicos:

• K_c é inversamente proporcional à temperatura;
• O aumento da temperatura diminui o K_c e a diminuição da temperatura aumenta o K_c.

Catalisadores

Um catalisador, é todo e qualquer tipo de substância que acelera a velocidade de uma reação, modificando também seus mecanismos e energias de ativação. Os catalisadores não alteram o rendimento, mas permitem que essa situação seja atingida mais rapidamente.

Curiosidades

Manejo do solo: princípios do equilíbrio químico

           As combinações de vários processos que ocorrem no solo definem sua fertilidade ou a capacidade de suprir nutricionalmente as plantas. As prioridades dos solos (textura, estrutura, tipo de materiais e conteúdo de matéria orgânica) são muito importantes para o entendimento dos fenômenos físico-químicos que afetam sua fertilidade e disponibilidade de nutrientes.
          No processo natural do intemperismo (processo de degradação e enfraquecimento das rochas), os solos ficam mais ácidos devido às perdas dos cátions (básicos) e substituição destes por Al e H. Com a acidez dos solos, o crescimento da planta é inibido pela combinação dos fatores que incluem a toxidez pelo alumínio e deficiência de nutrientes.
          A acidez no solo é um problema comum a quase todas as regiões brasileiras, e a tendência, se não for corrigida, é ampliar-se sobretudo nas regiões de solos arenosos sujeitos a altas precipitações e cultivos intensivos.
          A calagem (etapa do preparo do solo para cultivo agrícola na qual se aplica calcário com os objetivos de elevar os teores de cálcio e magnésio) é a prática mais utilizada no controle da acidez do solo, aumenta o pH e promove a neutralização do Al e H, consequentemente, mantendo o equilíbrio químico do solo e conseguindo assim, um desenvolvimento satisfatório das culturas.
           Na foto abaixo, vemos um trator fazendo o processo de calagem:



Abaixo, seguem dicas que podem ajudá-lo a reconhecer um solo ácido, alcalino ou neutro:

O solo ácido (possui grande quantidade de hidrogênio), costuma apresentar a superfície de cor escura e quando molhado forma poças lamacentas. Seu pH varia de 0 a 6,9.

O solo alcalino em geral tem superfície clara ou esbranquiçada. É rico em nutrientes, mas geralmente provoca ferrugem nas plantas mais suscetíveis. Seu pH varia de 7,1 a 14.

Já o solo neutro possui coloração e características intermediárias entre um tipo e outro.

Para ter certeza do tipo de solo, é possível adquirir um kit para medir o pH em lojas de produtos para jardinagem. Seu pH é 7.

Reações reversíveis e o estado de equilíbrio

Conceito de reações reversíveis e de equilíbrio químico

   Reações reversíveis

Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia (NH₃), a partir do gás hidrogênio (H₂) e do gás nitrogênio (N₂), que faz parte do processo conhecido de Haber-Bosch:

N_2(g) + 3H_2(g) 2NH_3(g)

Note-se que a seta dupla () significa que o processo é reversível e pode também representar um sistema químico em equilíbrio.

Neste sistema, controla-se a pressão e a temperatura, de modo que a reação tenha 30% de rendimento em produtos. Este processo consiste em introduzir a mistura gasosa dos reagentes num reator. Em seguida, a mistura é transferida para um condensador, que liquefaz a amônia produzida, retirando-a rapidamente do sistema. A parte da mistura que não reagiu volta ao reator, e o processo é reiniciado.

            Em um exemplo mais simples, podemos definir uma reação reversível, como sendo uma reação que pode ocorrer nos dois sentidos, como podemos ver a seguir:

Reação direta: A + B → C + D

Reação inversa: C + D → A + B

Então, esse fenômeno pode ser representado dessa mesma forma:

   Equilíbrio químico

Um sistema em equilíbrio é identificado por algumas características importantes e obrigatórias:

• Tanto a matéria quanto a energia não são introduzidas ou removidas do sistema.
• As propriedades macroscópicas do sistema não variam com o tempo; isso ocorre porque, microscopicamente, ocorrem as reações químicas simultâneas em ambos os sentidos e com a mesma rapidez.

Para um sistema qualquer representado por:

a rapidez varia a partir do início da reação até atingir a situação de equilíbrio. O gráfico a seguir mostra essa variação.

Considerando-se as variações dos reagentes e produtos, temos:

Ao atingir a situação de equilíbrio, a rapidez é a mesma nos dois sentidos e, a partir daí, as concentrações de todas as espécies envolvidas permanecem inalteradas, ou seja, atinge-se o equilíbrio quando a reação direta se iguala a reação inversa.

   Equilíbrios homogêneos e equilíbrios heterogêneos

Quando todas as substâncias envolvidas no equilíbrio se encontram no mesmo estado físico diz-se que temos um equilíbrio homogêneo. Como é o caso da reação e obtenção de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio:

3H2(g) 2NH3(g)

Por outro lado, os equilíbrios heterogêneos, apresentam reagentes e produtos em fases diferentes. Veja o exemplo de um equilíbrio heterogêneo:

Ni_(s) + 4CO_(g)Ni(CO)_4(g)

Note-se que o subscrito (s) significa que a espécie se encontra no estado sólido. Equilíbrios heterogêneos, como este, frequentemente apresentam ao menos um sólido puro ou um líquido puro.

Constantes de equilíbrio

            As constantes de equilíbrio, representadas por K, são determinadas a partir de dados experimentais. Por conta da análise de uma grande quantidade de dados, chegou-se a uma expressão genérica para todos os equilíbrios:

            

K =  _[produtos]_

        [reagentes]

A tabela a seguir, para o equilíbrio:

1 H₂ (g) + 1 I₂ (g)2 HI (g)

As concentrações de H_2, I₂ E HI são diferentes para cada experimento, mas a relação entre elas apresenta praticamente o mesmo valor, desde que a temperatura seja mantida.

   Constantes de equilíbrio (K_c)

As constantes de equilíbrio determinadas em bases nas concentrações em mol/L, são representadas por K_c. Para o equilíbrio

CO₂ (g) + Ca(OH)₂(aq)CaCO₃ (s) + H₂O(l)

Representa-se assim a expressão de K_c, em termos de concentração:

K_c  = _______1______ 

           [CO₂] . [Ca(OH)₂]

        

         

         

                Nas expressões de K_c, não se representam as concentrações de sólidos, nem de líquidos; e os coeficientes estequiométricos são os expoentes das concentrações, em mol/L das substâncias correspondentes das equações.

   Constantes de equilíbrio e pressões parciais (K_p)

            Para os gases, também se pode escrever a pressão da lei de equilíbrio químico K, em termos das pressões parciais. Para equilíbrio:

N₂ (g) + 3 H₂ (g)2NH₃ (g)      

 Tem-se a constante em termos das concentrações:

K_c  =  ___[NH₃]²_____

               [N₂] . [H₂]³

Ou, em termos das pressões parciais:

                                   

K_p  =  ___(P_NH3)²___

              (P_N2) . (P_H2)³     

                         

    

   Relação entre K_c e K_p

Embora K_c e K_p  representem valores constantes à mesma temperatura, elas não são necessariamente iguais, onde:

K_p = K_c . (R . T) ^∆n

Em que ∆n corresponde à variação da quantidade de matéria-prima referente aos coeficientes estequiométricos em equilíbrio.

Expressões matemáticas
   
   Cálculo das constantes de equilíbrio

          Os valores numéricos das constantes de equilíbrio são determinados considerando-se suas respectivas expressões, cada uma delas definida como: a multiplicação das concentrações dos produtos , em mol/L, dividida pela multiplicação das concentrações dos reagentes, também em mol/L com os respectivos coeficientes estequiométricos aplicados como expoentes das concentrações, no estado de equilíbrio, no sentido direto da equação.

   Interpretação do valor de K_c e extensão da reação

            A grandeza do valor numérico para K_c, permite avaliar a extensão em que a reação prossegue para chegar ao estado de equilíbrio. Vejamos em seguida, duas situações de equilíbrio e suas respectivas constantes a 25ºC.

No equilíbrio:

NH₃ (g) + H₂O (l)NH₄⁺ (aq) + OH^- (aq)

Temos:

K_c = 1,7 .10^-5 mol^-1 . L^-1 =_[NH₄^-] [OH^-]_

                                                     [NH₃]

Como K_c  representa a relação entre as concentrações dos produtos e dos reagentes e, nesse caso, é um número pequeno, o denominador da expressão (concentração dos reagentes) deve representar um número muito maior do que o numerador (concentração dos produtos), portanto, quanto maior for o valor numérico de K_c, maior será a extensão da ocorrência de reação no sentido direto, ou seja, no sentido de formação dos produtos.

   Grau de equilíbrio (α)

O grau de equilíbrio demonstra a relação entre a quantidade de matéria, em mol, consumida e a respectiva quantidade inicial de um determinado reagente.

α = _quantidade de matéria consumida (mol)_   α = _2 mol_, α = 0,4 ou 40%

           quantidade de matéria inicial (mol)                      5 mol                   

          

O valor numérico do grau de equilíbrio pode variar entre zero e um.

0 < α < 1

   Quociente de equilíbrio (Q_c)

            Quando uma reação está caminhando para o estado de equilíbrio, pode-se determinar o quociente de equilíbrio, Q_c, da mesma maneira que se expressa a constante de equilíbrio, porém, como o sistema ainda não chegou ao estado de equilíbrio, o valor de Q_c é variável.

Q_c =  __[produtos]__   

              [reagentes]

A importância de conhecer o valor do Q_c se deve ao fato de ele indicar que a reação em estudo chegou ao estado de equilíbrio. Nesse caso, deve-se relacionar a constante de equilíbrio da reação ao quociente de equilíbrio.

Equilíbrio Químico

Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. O equilíbrio químico foi estudado pela primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet.

Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos, como de produtos se transformando de volta em reagentes.

Os equilíbrios químicos são sistemas que regulam vários processos naturais, como, por exemplo, o de formação de estalactites, no teto de cavernas calcárias, e de estalagmites, no solo desses mesmos locais, um processo que envolve bicarbonato de cálcio, gás carbônico, água e calcário.

 

Na foto acima, podemos perceber a presença de estalactites e estalagmites. Elas se formam pelo gotejamento de água saturada com bicarbonato de cálcio durante muito tempo. A água que flui lentamente pela superfície calcária fica saturada com bicarbonato de cálcio pela ação do gás carbônico do ar. À medida que o gás carbônico é removido, a reação inversa é favorecida e há formação de depósitos de calcário. Esse sistema é um exemplo de processo conhecido por equilíbrio químico.

O estudo da Química

A química é a ciência da matéria. Ela estuda a estrutura, composição, propriedades, reações e transformações dos materiais. Concentra-se no estudo dos átomos da sua interação com outros átomos, e, em particular, nas suas ligações.

A química é por vezes chamada a ciência central porque é a ponte de ligação entre a física e as ciências naturais, como geologia e biologia. A química é um ramo da ciência física, mas diferente da física.

Embora muitos pensem que a química está totalmente ligada à pesquisas laboratoriais, ela também se faz presente no nosso dia-a-dia, de inúmeras formas.