Como comparar um acido em função do pk

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Um ácido, de acordo com uma de suas definições, trata-se de uma espécie química capaz de ionizar-se, liberando íons de hidrogênio (H+) em meio aquoso. Sua identificação teórica pode se dar com relação à presença do elemento hidrogênio em sua molécula, ou experimentalmente por sua propriedade de liberação desse hidrogênio no estado gasoso quando em reação química com metal mais reativo do que o hidrogênio.

Abaixo são mostrados dois exemplos de ácidos de elevada importância, tanto para a indústria como no laboratório de pesquisa, o primeiro um hidrácido (não apresenta oxigênio em sua molécula) e o segundo um oxiácido (apresenta o oxigênio).

HCl: ácido clorídrico

H2SO4: ácido sulfúrico

Quando um ácido se ioniza em água, passa a ocorrer um processo de equilíbrio, representado por:

HA + H2O ↔ A- + H3O+

Ou ainda, de modo simplificado:

HA ↔ A- + H+

O grau de ionização de um ácido é denominado de constante de acidez, e representado por Ka. O nome de constante de ionização também é empregado, e pode ser definido matematicamente conforme mostrado abaixo:

As espécies representadas entre conchetes representam suas concentrações molares. Dessa forma, o cálculo da constante de acidez considera o quociente entre o produto da concentração molar de sua base conjugada e de seu número de íons de hidrogênio, pelo de suas partículas não ionizadas. Deste modo, seu valor de Ka é diretamente proporcional à concentração iônica, o que indica que quanto maior for o valor de Ka para um ácido, maior será sua ionização e maior será a força desse ácido.

A Tabela 1 mostra o valor de constante de acidez para alguns ácidos, na temperatura de 25°C (a temperatura interfere significativamente no Ka de um ácido).

Tabela 1. Constante de acidez de alguns ácidos 1.

No topo da tabela estão os ácidos mencionados no início deste texto. Tanto o ácido clorídrico quanto o ácido sulfúrico apresentam elevado Ka, tratando-se de ácidos muito fortes. Já o ácido cianídrico, em contraponto, apresenta um baixo Ka, tratando-se de um ácido muito fraco. Dessa forma, podemos concluir que uma solução de ácido clorídrico ou de ácido sulfúrico apresenta uma grande parte de íons em solução, já uma solução a partir do ácido cianídrico apresenta grande parte de moléculas dissolvidas.

Experimentalmente pode-se averiguar esse comportamento ao se fazer tais soluções serem atravessadas por uma corrente elétrica, compondo um circuito capaz de acender uma lâmpada, por exemplo. Observa-se então que em todas as soluções há passagem de corrente elétrica, mas a lâmpada está mais intensa na medida em que o ácido é mais forte (apresenta um maior número de partículas iônicas em solução, responsáveis pela transmissão de corrente elétrica).

Referências:

1. //www.soq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/p4.php

ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.

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Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio.

O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução.

Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico.

A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.

Abaixo temos alguns exemplos de soluções do cotidiano com o pH próximo ao indicado pela escala, a 25ºC. No entanto, geralmente os valores de pH e pOH (potencial hidroxiliônico – indica a concentração de íons OH-, sendo que quanto maior, mais básico é o meio) são decimais.

Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH.

O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um exemplo:

Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada
(cor A)                                               (cor B)

Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.

Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no valor do pH.

Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais, veja cada um:

• Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico:

• Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelha na presença de ácidos.

• Indicador universal: Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções com uma mistura de indicadores, que depois são secas. Desse modo, eles apresentam cores diferentes para cada valor de pH, sendo mais precisos do que os anteriores.

Assim, no laboratório, quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta introduzir essas tiras na solução estudada e comparar a cor obtida com a escala que aparece na embalagem do indicador.

Os indicadores são muito usados em titulações, técnica de laboratório para descobrir a concentração de uma solução por meio do gotejamento de outra solução de concentração conhecida. O texto Titulometria traz mais detalhes, mas basicamente o indicador mostra o momento de parar a reação, que é no ponto de viragem, quando há a mudança brusca de cor. 

No entanto, para se escolher o indicador certo, é preciso considerar as forças relativas dos ácidos e das bases que participam da reação e também da faixa de viragem do indicador. Por exemplo, a faixa de viragem da fenolftaleína é entre 8,2 e 10,0, então ela é indicada para reações em que o ponto de viragem ocorre em pH básico, mas não em que o ponto de viragem ocorre em pH ácido.

Existem muitos outros indicadores, tais como os mostrados na tabela abaixo com os seus respectivos valores de pH nos pontos de viragem: