Um ácido poliprótico é um composto que pode doar mais de um próton. Muitos ácidos comuns são polipróticos, dentre eles o ácido sulfúrico, , e o ácido carbônico, , que podem doar dois prótons, e o ácido fosfórico, , que pode doar três prótons. Uma base poliprótica é uma espécie que pode aceitar mais de um próton. Exemplos incluem os ânions e , que podem aceitar dois prótons, e o ânion , que pode aceitar três prótons.
As desprotonações sucessivas de um ácido poliprótico resultarão em ácidos mais fortes ou em ácidos mais fracos?
O ácido carbônico é um componente natural importante do ambiente que se forma toda vez que o dióxido de carbono se dissolve na água. Na verdade, os oceanos garantem um dos mecanismos críticos para a manutenção da concentração constante do dióxido de carbono na atmosfera. O ácido carbônico participa de dois equilíbrios sucessivos de transferência de prótons: A base conjugada de no primeiro equilíbrio, o íon , age como um ácido no segundo equilíbrio. Esse íon, por sua vez, produz sua própria base conjugada, .
Os prótons são doados sucessivamente pelos ácidos polipróticos, e a constante de acidez decresce significativamente, em geral por um fator de cerca de ou mais, em cada perda de próton. Essa diminuição está ligada à atração entre cargas opostas: é mais difícil para um íon de carga negativa (como ) perder um próton, que tem carga positiva, do que para a molécula neutra original (). O ácido sulfúrico, por exemplo, é um ácido forte, mas sua base conjugada, , é um ácido fraco.
As desprotonações subsequentes ocorrem, mas, desde que seja inferior a , não afetam significativamente o pH e podem ser ignoradas. O ácido sulfúrico é o único ácido poliprótico comum para o qual a primeira desprotonação pode ser considerada completa. A segunda desprotonação aumenta ligeiramente a concentração de , logo o pH é ligeiramente menor do que o devido somente à primeira desprotonação.
Estime o pH de um ácido poliprótico para o qual todas as desprotonações são fracas usando somente o primeiro equilíbrio de desprotonação e considere insignificantes as demais desprotonações. Uma exceção é o ácido sulfúrico, o único ácido poliprótico comum que é um ácido forte em sua primeira desprotonação.
A base conjugada de um ácido poliprótico é anfiprótica: ela pode agir como um ácido ou como uma base porque pode doar seu átomo de hidrogênio ácido ou aceitar um próton e voltar ao ácido original. Por exemplo, um íon hidrogenossulfeto, , em água, age como um ácido ou como uma base: Como é anfiprótico, não é imediatamente aparente se uma solução de em água é ácida ou básica.
São exceções , que é uma base muito fraca, e , que não atua como ácido porque o próton não é acido
O procedimento para estimar o pH das soluções de espécies anfipróticas segue a mesma lógica dos sais com cátion ácido e ânion básico. Considera-se o equilíbrio entre o ácido mais forte em solução e a base mais forte em solução. A diferença é que, nesses casos, a espécie anfiprótica é tanto o ácido mais forte quanto a base mais forte, e a reação ácido-base dominante é: Como essa é a reação com maior contante de equilíbrio, ela pode ser usada para estimar as concentrações de e Em seguida, a concentração de íon hidrônio pode ser calculada a partir de qualquer uma das constantes de acidez.
Em soluções suficientemente diluídas para que essa estimativa seja válida, o pH é dado por: em que, para um ânion de fórmula (como ), é a primeira constante de acidez do ácido original (, neste exemplo) e é a segunda constante de acidez do , que é a constante de acidez do em si.
Essa fórmula é confiável se e , em que é a concentração inicial do sal. Se esses critérios não forem atendidos, uma expressão muito mais complexa precisa ser usada.
Considere uma solução de .
Estime o pH da solução.
De
O pH da solução de um sal anfiprótico em água é igual à média dos pKa do íon e de seu ácido conjugado. O pH de uma solução de um sal da base conjugada final de um ácido poliprótico é obtido a partir da reação do ânion com a água.
Os químicos ambientais, que estudam a poluição causada por fertilizantes arrastados pela água em plantações, ou os mineralogistas, que estudam a formação de rochas sedimentares pela percolação dos lençóis freáticos a partir de formações rochosas, precisam conhecer, além do pH, as concentrações de cada um dos íons presentes na solução. Por exemplo, eles podem precisar conhecer a concentração dos íons sulfito em uma solução de ácido sulfuroso ou as concentrações de íons fosfato e hidrogenofosfato em uma solução de ácido fosfórico. Os cálculos descritos no Exemplo 6 nos fornecem o pH — a concentração de íons hidrônio —, mas não nos dão as concentrações de todos os solutos em solução, que podem incluir , , e . Para calculá-las, é preciso levar em conta todos os equilíbrios simultâneos de transferência de prótons na solução.
Para simplificar os cálculos, comece por julgar a concentração relativa de cada espécie em solução, identificando termos que possam ser desprezados. Neste caso, use a regra geral de que as concentrações das espécies presentes em grande quantidade não são significativamente afetadas pelas concentrações das espécies presentes em pequena quantidade, especialmente se as diferenças forem grandes. Contudo, todas as hipóteses devem ser avaliadas e confirmadas nos término dos cálculos.
Considere uma solução de
Calcule a concentração de todas as espécies em solução.
| início | |||
| reação | |||
| final |
Resolvendo a equação para obtemos:
De
De
Como , podemos seguramente considerar que as concentrações de e calculadas não mudam na segunda desprotonação. logo, Como a aproximação é válida.
Como , podemos supor que as concentrações de e calculadas não mudam na segunda desprotonação. logo, Como a aproximação é válida.
As concentrações de todas as espécies de uma solução de um ácido poliprótico podem ser calculadas imaginando‑se que as espécies presentes em pequenas quantidades não afetam as concentrações das espécies presentes em grandes quantidades.