Ácidos e Bases

Objetivo de Aprendizagem 8.1.A: Calcular os valores de $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$, com base em $K_w$ e na concentração de todas as espécies presentes em uma solução neutra de água.

• 8.1.A.1 As concentrações dos íons hidrônio e hidroxila são frequentemente reportadas como $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
  • Equação: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Equação: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Os termos "íon hidrogênio" e "ímion hidrônio" e os símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ e $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ são frequentemente usados de forma intercambiável para se referir ao íon aquoso de hidrogênio. Ímion hidrônio e $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ são preferidos, mas $\mathrm{H^+}(aq)$ também é aceito no AP Exam.
• 8.1.A.2 A água autoioniza-se com uma constante de equilíbrio $K_w$.
  • Equação: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
• 8.1.A.3 Em água pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ é chamada de solução neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ e, portanto, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Equação: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
• 8.1.A.4 O valor de $K_w$ depende da temperatura, portanto o pH da água pura e neutra desviará de 7.0 em temperaturas diferentes de 25°C.

Objetivo de Aprendizagem 8.1.A: Calcular os valores de $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$, com base em $K_w$ e na concentração de todas as espécies presentes em uma solução neutra de água.

• 8.1.A.1 As concentrações dos íons hidrônio e hidroxila são frequentemente reportadas como $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
  • Equação: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Equação: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Os termos "íon hidrogênio" e "ímion hidrônio" e os símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ e $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ são frequentemente usados de forma intercambiável para se referir ao íon aquoso de hidrogênio. Ímion hidrônio e $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ são preferidos, mas $\mathrm{H^+}(aq)$ também é aceito no AP Exam.
• 8.1.A.2 A água autoioniza-se com uma constante de equilíbrio $K_w$.
  • Equação: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
• 8.1.A.3 Em água pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ é chamada de solução neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ e, portanto, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Equação: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
• 8.1.A.4 O valor de $K_w$ depende da temperatura, portanto o pH da água pura e neutra desviará de 7.0 em temperaturas diferentes de 25°C.

Objetivo de Aprendizagem 8.2.A: Calcular $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$ com base nas concentrações de todas as espécies em uma solução de um ácido forte ou uma base forte.

• 8.2.A.1 Moléculas de um ácido forte (ex: $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ e $\mathrm{HNO_3}$) ionizam completamente em solução aquosa para produzir íons hidrônio e a base conjugada do ácido. Assim, a concentração de $\mathrm{H_3O^+}$ em uma solução de ácido forte é igual à concentração inicial do ácido forte, e, portanto, o $\mathrm{pH}$ da solução de ácido forte é facilmente calculado.
• 8.2.A.2 Ao serem dissolvidos em solução, bases fortes (ex: hidretos de grupo I e II) dissociam-se completamente para produzir íons hidróxido. Assim, a concentração de $\mathrm{OH^-}$ em uma solução de base forte é igual à concentração inicial de um hidreto de grupo I e ao dobro da concentração inicial de um hidreto de grupo II, e, portanto, o $\mathrm{pOH}$ (e $\mathrm{pH}$) da solução de base forte é facilmente calculado.

Objetivo de Aprendizagem 8.3.A: Explicar a relação entre $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$ e as concentrações de todas as espécies em uma solução de um ácido fraco monoprotônico ou uma base fraca.

• 8.3.A.1 Ácidos fracos reagem com a água para produzir íons hidrônio. No entanto, apenas uma pequena porcentagem de moléculas de um ácido fraco irá ionizar dessa maneira. Assim, a concentração de $\mathrm{H_3O^+}$ é muito menor que a concentração inicial do ácido molecular, e a vasta maioria das moléculas de ácido permanece não ionizada.
• 8.3.A.2 Uma solução de ácido fraco envolve equilíbrio entre um ácido não ionizado e sua base conjugada. A constante de equilíbrio para essa reação é $K_a$, frequentemente reportada como $\mathrm{p}K_a$. O pH de uma solução de ácido fraco pode ser determinado pela concentração inicial do ácido e pelo $\mathrm{p}K_a$.
  • Equação: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Equação: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
• 8.3.A.3 Bases fracas reagem com a água para produzir íons hidróxido em solução. No entanto, normalmente apenas uma pequena porcentagem das moléculas de uma base fraca em solução irá ionizar dessa maneira. Assim, a concentração de $\mathrm{OH^-}$ na solução não é igual à concentração inicial da base, e a vasta maioria das moléculas de base permanece não ionizada.
• 8.3.A.4 Uma solução de base fraca envolve equilíbrio entre uma base não ionizada e seu ácido conjugado. A constante de equilíbrio para essa reação é $K_b$, frequentemente reportada como $\mathrm{p}K_b$. O $\mathrm{pH}$ de uma solução de base fraca pode ser determinado pela concentração inicial da base e pelo $\mathrm{p}K_b$.
  • Equação: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
  • Equação: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
• 8.3.A.5 A percentual de ionização de um ácido (ou base) fraco pode ser calculada a partir de sua $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) e da concentração inicial do ácido (base). A percentual de ionização também pode ser calculada a partir da concentração inicial do ácido (base) e da concentração de equilíbrio de qualquer uma das espécies na expressão de equilíbrio.
• 8.3.A.6 Para qualquer par ácido-base conjugado, a constante de ionização ácida e a constante de ionização básica estão relacionadas por $K_w$:
  • Equação: $K_w = K_a \times K_b$
  • Equação: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Objetivo de Aprendizagem 8.4.A: Explicar a relação entre as concentrações de espécies principais em uma mistura de ácidos e bases fracas e fortes.

• 8.4.A.1 Quando um ácido forte e uma base forte são misturados, eles reagem quantitativamente em uma reação representada pela equação: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. O pH da solução resultante pode ser determinado pela concentração do reagente em excesso.
• 8.4.A.2 Quando um ácido fraco e uma base forte são misturados, eles reagem quantitativamente em uma reação representada pela equação: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. Se o ácido fraco estiver em excesso, então uma solução tampão é formada, e o $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pela equação Henderson-Hasselbalch (H–H) (veja 8.9.A.1). Se a base forte estiver em excesso, então o $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pelos mols de íon hidróxido em excesso e pelo volume total da solução. Se forem equimolares, então o (levemente básico) $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pelo equilíbrio representado pela equação: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
• 8.4.A.3 Quando uma base fraca e um ácido forte são misturados, eles reagirão quantitativamente em uma reação representada pela equação: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. Se a base fraca estiver em excesso, então uma solução tampão é formada, e o $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pela equação H–H. Se o ácido forte estiver em excesso, então o $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pelos mols de íon hidrônio em excesso e pelo volume total da solução. Se forem equimolares, então o (levemente ácido) $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pelo equilíbrio representado pela equação: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
• 8.4.A.4 Quando um ácido fraco e uma base fraca são misturados, eles reagirão até um estado de equilíbrio cuja reação pode ser representada pela equação: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Objetivo de Aprendizagem 8.5.A: Explicar resultados da titulação de uma solução de ácido ou base mono ou poliprotônica, em relação às propriedades da solução e seus componentes.

• 8.5.A.1 Uma reação ácido-base pode ser realizada sob condições controladas em uma titulação. Uma curva de titulação, plotando $\mathrm{pH}$ contra o volume de titulante adicionado, é útil para resumir resultados de uma titulação.
• 8.5.A.2 No ponto de equivalência para titulações de ácidos ou bases monoprotônicos, o número de mols de titulante adicionado é igual ao número de mols de analito originalmente presente. Essa relação pode ser usada para obter a concentração do analito. Este é o caso para titulações de ácidos/bases fortes e ácidos/bases fracas.
• 8.5.A.3 Para titulações de ácidos/bases fracas, é útil considerar o ponto intermediário ao ponto de equivalência, isto é, o ponto de semiequivalência. Neste ponto, há concentrações iguais de cada espécie no par ácido-base conjugado, por exemplo, para um ácido fraco $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Como $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ quando o ácido conjugado e a base têm concentrações iguais, o $\mathrm{p}K_a$ pode ser determinado a partir do $\mathrm{pH}$ no ponto de semiequivalência em uma titulação.
• 8.5.A.4 No ponto de equivalência, o pH é determinado pelas espécies principais em solução. Titulações de ácido forte e base forte resultam em pH neutro no ponto de equivalência. No entanto, em titulações de ácidos fracos (bases fracas), a base conjugada do ácido fraco (ácido conjugado da base fraca) está presente no ponto de equivalência e pode sofrer reações de transferência de prótons com a água circundante, produzindo soluções básicas (ácidas).
• 8.5.A.5 Para ácidos poliprotônicos, curvas de titulação podem ser usadas para determinar o número de prótons ácidos. Ao fazê-lo, as espécies principais presentes em qualquer ponto ao longo da curva podem ser identificadas, junto com a $\mathrm{p}K_a$ associada a cada próton em um ácido poliprotônico fraco.
  • Declaração de exclusão: O cálculo da concentração de cada espécie presente na curva de titulação para ácidos polipróticos não será avaliado no Exame AP. Tais cálculos para a titulação de ácidos monopróticos estão dentro do escopo do curso (ver 8.4.A.2 e 8.4.A.3), assim como o raciocínio qualitativo sobre quais espécies estão presentes em grandes versus pequenas concentrações em qualquer ponto de uma titulação de um ácido poliprótico.

Objetivo de Aprendizagem 8.6.A: Explicar a relação entre a força de um ácido ou base e a estrutura da molécula ou íon.

• 8.6.A.1 Os prótons em uma molécula que participarão de reações ácido-base, e a força relativa desses prótons, podem ser inferidos a partir da estrutura molecular.
  • i. Ácidos fortes (como $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ e $\mathrm{HNO_3}$) possuem bases conjugadas muito fracas que são estabilizadas por eletronegatividade, efeitos indutivos, ressonância ou alguma combinação desses fatores.
  • ii. Ácidos carboxílicos são uma classe comum de ácidos fracos.
  • iii. Bases fortes (como hidróxidos dos grupos I e II) possuem ácidos conjugados muito fracos.
  • iv. Bases fracas comuns incluem bases nitrogenadas como a amônia, bem como íons carboxilato.
  • v. Elementos eletronegativos tendem a estabilizar a base conjugada em relação ao ácido conjugado, aumentando assim a força do ácido.

Objetivo de Aprendizagem 8.7.A: Explicar a relação entre a forma predominante de um ácido ou base fraco em solução em um dado $\mathrm{pH}$ e o $\mathrm{p}K_a$ do ácido conjugado ou o $\mathrm{p}K_b$ da base conjugada.

• 8.7.A.1 O estado de protonação de um ácido ou base (ou seja, as concentrações relativas de $\mathrm{HA}$ e $\mathrm{A^-}$) pode ser previsto comparando-se o $\mathrm{pH}$ de uma solução com o $\mathrm{p}K_a$ do ácido nessa solução. Quando a solução tem $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, a forma ácida tem concentração maior que a forma básica. Quando a solução tem $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, a forma básica tem concentração maior que a forma ácida.
• 8.7.A.2 Indicadores ácido-base são substâncias que exibem propriedades diferentes (como cor) em seu estado protonado versus deprotonado, fazendo com que essa propriedade responda ao $\mathrm{pH}$ de uma solução.
• 8.7.A.3 Para garantir resultados precisos em um experimento de titulação, os indicadores ácido-base devem ser selecionados de modo que tenham um $\mathrm{p}K_a$ próximo ao $\mathrm{pH}$ no ponto de equivalência.

Objetivo de Aprendizagem 8.8.A: Explicar a relação entre a capacidade de uma solução tampão em estabilizar $\mathrm{pH}$ e as reações que ocorrem quando um ácido ou uma base é adicionado a uma solução tamponada.

• 8.8.A.1 Uma solução tampão contém uma grande concentração de ambos os membros de um par ácido-base conjugado. O ácido conjugado reage com a base adicionada e a base conjugada reage com o ácido adicionado. Essas reações são responsáveis pela capacidade de uma solução tampão em estabilizar $\mathrm{pH}$.

Objetivo de Aprendizagem 8.9.A: Identificar o $\mathrm{pH}$ de uma solução tampão com base na identidade e nas concentrações do par ácido-base conjugado usado para criar o tampão.

• 8.9.A.1 O $\mathrm{pH}$ do tampão está relacionado ao $\mathrm{p}K_a$ do ácido e à razão de concentração do par ácido-base conjugado. Essa relação é consequência da expressão de equilíbrio associada à dissociação de um ácido fraco e é descrita pela equação de Henderson-Hasselbalch. A adição de pequenas quantidades de ácido ou base a uma solução tamponada não altera significativamente a razão de $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ e, portanto, não altera significativamente o $\mathrm{pH}$ da solução. A mudança no $\mathrm{pH}$ na adição de ácido ou base a uma solução tamponada é, portanto, muito menor do que seria na ausência do tampão.
  • Equação: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Declaração de exclusão: O cálculo da mudança no pH resultante da adição de um ácido ou uma base a um tampão não será avaliado no AP Exam.
  • Declaração de exclusão: A derivação da equação de Henderson-Hasselbalch não será avaliada no AP Exam.

Objetivo de Aprendizagem 8.10.A: Explicar a relação entre a capacidade tamponante de uma solução e as concentrações relativas dos componentes ácido conjugado e base conjugada da solução.

• 8.10.A.1 Aumentar a concentração dos componentes do tampão (mantendo a razão dessas concentrações constante) mantém o $\mathrm{pH}$ do tampão o mesmo, mas aumenta a capacidade do tampão de neutralizar ácido ou base adicionados.
• 8.10.A.2 Quando um tampão tem mais ácido conjugado do que base, ele possui maior capacidade tamponante para a adição de base do que de ácido. Quando um tampão tem mais base conjugada do que ácido, ele possui maior capacidade tamponante para a adição de ácido do que de base.

Objetivo de Aprendizagem 8.11.A: Identificar o efeito qualitativo das mudanças de pH na solubilidade de um sal.

• 8.11.A.1 A solubilidade de um sal é sensível ao pH quando um dos íons constituintes é um ácido fraco, uma base fraca ou o íon hidróxido. Esses efeitos podem ser compreendidos qualitativamente usando o princípio de Le Châtelier.
  • Declaração de exclusão: Cálculos de solubilidade em função do pH não serão avaliados no Exame AP.