O que são ácidos e bases?
Um ácido é um dador de protões (H+) e uma base é um aceitador de protões — a definição de Brønsted–Lowry, que é a usada por todos os painéis desta página. O vinagre (ácido acético) doa um protão à água; a amónia aceita um e torna-se amónio. Cada ácido está emparelhado com a espécie que fica depois de ceder o seu protão: esse par — ácido acético CH3COOH com acetato CH3COO−, ou amónio NH4+ com amónia NH3 — é um par ácido–base conjugado, e toda a química dos tampões e das titulações é contabilidade desses pares.
O número a reter: a escala de pH é logarítmica. Uma unidade de pH significa uma variação de 10 vezes em [H+], por isso pH 3 não é « um pouco mais ácido » do que pH 7 — é 10 000 vezes mais ácido.
pH e pOH: contar protões numa escala logarítmica
Como [H+] abrange mais de catorze potências de dez entre o ácido de bateria e o desentupidor de canos, os químicos comprimem-no: pH = −log10[H+]. A própria água divide-se um pouco sempre, [H+][OH−] = Kw = 1,0×10−14 a 25°C, e é por isso que pH + pOH = 14: aumente um e o outro desce na mesma medida. Neutro significa simplesmente [H+] = [OH−] = 10−7, o que é pH 7 apenas a 25°C — a água pura quente fica ligeiramente abaixo de 7 e continua perfeitamente neutra. Como verificação da escala, que a página consegue reproduzir: pH 3,5 (cerca da acidez do sumo de laranja) corresponde a [H+] = 3,16×10−4 mol/L.
| Substância | pH aprox. | Substância | pH aprox. |
|---|
| Ácido gástrico | 1.5–2 | Água pura (25 °C) | 7.0 |
| Sumo de limão | ~2.4 | Sangue humano | 7.35–7.45 |
| Café puro | ~5 | Água do mar | ~8.1 |
| Leite | ~6.7 | Amónia doméstica | ~11.5 |
Ka, Kb e pKa: quão forte é o ácido?
Ácidos fortes como o HCl dissociam-se essencialmente por completo — deite-os na água e praticamente cada molécula cede o seu protão. Os ácidos fracos atingem um equilíbrio: HA ⇌ H+ + A−, descrito por Ka = [H+][A−]/[HA]. O ácido acético tem Ka = 1,8×10−5, normalmente citado como pKa = 4,74 (o mesmo truque do −log que o pH). A parte útil é a regra dos pares: Ka × Kb = Kw para um par conjugado, por isso um ácido mais forte tem automaticamente uma base conjugada mais fraca. O acetato, o parceiro do ácido acético fraco, é uma base muito fraca com Kb = 5,6×10−10 (pKb = 9,26) — ambas as conversões correm no painel Ka e Kb acima.
Tampões e a equação de Henderson–Hasselbalch
Um tampão é um ácido fraco e a sua base conjugada presentes em quantidades comparáveis. O H+ acrescentado é consumido pelo A−; o OH− acrescentado é consumido pelo HA; em qualquer dos casos o rácio mal se mexe, por isso o pH mal se mexe. A contabilidade reduz-se a pH = pKa + log10([A−]/[HA]). Quando as duas concentrações são iguais, pH = pKa exatamente, e cada deslocamento de dez vezes no rácio move o pH exatamente uma unidade — o botão de amostra 1:10 dá pH 5,76 para um tampão de acetato cujo pKa é 4,76. O tamponamento fiável só abrange pKa ± 1 (rácio 0,1–10), e é por isso que escolher um tampão é escolher um cujo pKa fique perto do pH-alvo. O sangue é o exemplo: o par bicarbonato/CO2 mantém o plasma entre 7,35 e 7,45, e as enzimas deixam de funcionar fora dessa janela.
Curvas de titulação: ver o tampão rebentar
Adicionar base forte a um ácido altera continuamente o rácio [A−]/[HA], e a curva é a equação de Henderson–Hasselbalch desenhada. No início o tampão absorve a base e o pH rasteja — a região plana. No ponto de equivalência a base iguala exatamente as moles de ácido; aí a curva é quase vertical, e é por isso que esse ponto assinala o fim da titulação. A meio caminho, [A−] = [HA], por isso o pH é igual ao pKa — uma forma padrão de medir o pKa a partir de uma curva. Ácido forte + base forte encontram-se em pH 7, mas ácido fraco + base forte termina acima de 7 (perto de 8,7 para a amostra de ácido acético por omissão), porque o que resta no balão é uma base fraca.
Ideias erradas comuns
- Forte significa concentrado. Não — a força é o grau em que um ácido se dissocia por completo, a concentração é quanto dele existe. HCl 0,001 M é um ácido forte diluído; o ácido acético glacial é um ácido fraco concentrado.
- Neutro é sempre pH 7. Só a 25°C, onde Kw = 10−14. Neutro significa [H+] = [OH−], ponto final.
- O pH para em 0 e 14. Esses são apenas os limites da escala da água a 25°C. HCl 12 M está em torno de pH −1, e NaOH concentrado ultrapassa 14.
- O pH de um ácido fraco é −log da sua concentração. Esse atalho só funciona para ácidos fortes. O pH de um ácido fraco também precisa do seu Ka, porque a maioria das moléculas nunca se dissocia.
Ferramentas relacionadas: Equilíbrio químico (de onde vêm constantes de equilíbrio como Ka), Espetroscopia (medir concentrações com luz) e Calculadoras bio (receitas de tampões em unidades micromolares).
