1

ÁCIDOS E BASES

PROPRIEDADES

2

Ácido: acidus (latim) = azedoÁlcali: alkali (árabe) = cinzas de uma planta, árabe

Arrhenius – 1884 → eletrólitos

Ácido → produz H+ em solução Base → produz OH- em solução

H+ + OH- → H2O ∆Hneut = -55,9 kJ/mol

3

Arrhenius-

- só para soluções aquosas- ignora espécies diferentes de H + e OH-

As propriedades ácidas das soluções estão relacionadas à presença de ions H+

As propriedades básicas estão relacionadas à presença de íons OH-

4

ARRHENIUS

HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq)

NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq)

ácido

base

5A B

A)

SOLUÇÃO DE NaCl, HCl, NaOH

eletrólitos

B)

SOLUÇÃO DE AÇÚCAR

Não-eletrólito

6

ÁCIDO-BASE LOWRY-BRONSTED (L-B)

TRANSFERÊNCIA DE H+

H+ + :OH2 H3O+

Íon hidrônio ou hidroxônio

H+aq

7

FORMAÇÃO DO ÍON HIDRÔNIO

H+aq

8

REÇÃOES DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTONREAÇÕES DE EQUILÍBRIO

HCl (g) + H2O (I) Cl- (aq) + H3 O+ (aq)

BASE ÁCIDOÁCIDO BASE

Doa um próton Recebe um próton Recebe um próton Doa um próton

Cl-H + :NH3 Cl- + H NH3+

9

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

NH3 é uma base de Arrhenius – gera íons OH-

é uma base de L-B – recebe um próton da água

H2O é um ácido de L-B – doa um próton para a base

10

PARES CONJUGADOS-ÁCIDO-BASE

CO3-2 + H2O HCO3

- + OH-

base1 ácido2 ácido1 base2

H2O + H2O H3O+ + OH-

ácido1 base2 ácido2 base1

HSO4- + H2O H3O+ + SO4

-

ácido1 base2 ácido2 base1

11

Pares conjugados ácido-base

ácido ácidobase base

12

Mais forte a base mais ela segura o próton Mais fraco é o ácido

HAc + H2O H3O+ + Ac-

Ác. Fraco base forte

Mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada

Mais forte a base, mais fraco seu ácido conjugado

13

FORÇA RELATIVA DE ELETRÓLITOS–

IONIZAÇÃO de ÁCIDOS

ELETRÓLITO FRACO

ELETRÓLITO FORTE

ELETRÓLITO MÉDIO

14

Eletrólitos Fortes ( em água)

HCl Haq+ + Cl- aq

HBr Haq+ + Br- aq

HI Haq+ + I- aq

HNO3 Haq+ + NO3

-aq

H2SO4 Haq+ + HSO4

-aq

HClO4 Haq+ + ClO4

-aq

NaOH Na+aq + OH-

aq

KOH K+ + OH-

ÁCIDOS FORTES

BASES FORTES

15

ÁCIDOS FORTES ESTÃO COMPLETAMENTEIONIZADOS EM ÁGUA

HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq)

FORÇA X CONCENTRAÇÃO

CRITIQUE A AFIRMAÇÃO:

“Uma solução aquosa que contem 6 mol de HCl por litro é uma solução de ácido mais forte que uma que contem 1 mol de HCl por litro”

16

Eletrólitos Fracos (em água)Ácidos e bases

HC2H3O2 aq H+aq + C2H3O2

-aq (HAcaq H+ + Ac-

aq)

ÁCIDO ACÉTICO

NH4OHaq NH3 aq + H2O

HIDRÓXIDO DE AMÔNIO

17

AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA

PROPRIEDADE IMPORTANTE DA ÁGUA: AGIR COMO ÁCIDO E COMO BASE (L-B)

H2O + H2O H3O+ + OH-

ácido1 base2 ácido2 base1

AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA É UM PROCESSSO de EQUILÍBRIO

18

K eq = [H3O+ ] [OH-]

K w (w – water)

Constante de equilíbrio da água = constante do produto iônico

19

K w = [H3O+ ] [OH-] = 1,0 x 10-14 ( a 250C)

ACIDEZ e BASICIDADE dependem basicamente do numero relativo de íons H+ e OH- presentes em solução.

20

EM SOLUÇÕES NEUTRAS A CONCENTRAÇÃO DE

[ H+ ] = [ OH- ]

EM SOLUÇÕES ÁCIDAS A CONCENTRAÇÃO DE

[ H+ ] > [ OH- ]

EM SOLUÇÕES BÁSICAS A CONCENTRAÇÃO DE

[ OH- ] > [ H+ ]

21

A ESCALA DE pH

Como as soluções que empregamos comumente são diluídas, sua concentração de íons de H+ é muito baixa.

Portanto, é mais adequado expressar a [H+] em potências negativas de 10.

pH = - log [H+]

[H3O+] = [OH-] = 10-7 M H2O pura

pH = pOH = 7

22

23

HCl 0,1 M → H+ ou H3O+ = 0,1M = 1x10-1

(H+ da auto-ionização da H2O é desprezível < que 10-7M

MOH

131

14

3

-14

101010

][10 −

−

−

+ ==[ OH- ] =

(muito pequena)

pH = pKw – pOH = 14 – 13

pH = 1 solução ácida

24

Solução de NaOH 0,01M

MOHKw 12

2

14

101010

][−

−

−

− ==[ H3O+] =

Muito pequena

pH = 12 solução básica

25

Solução Ácida [H+] > [OH-]; [H+] > 10-7M pH < 7

Solução Básica [OH-] > [H+]; [OH-] < 10-7M pH > 7

Solução Neutra [H+] = [OH-] = 10-7 M pH = 7

26

No cotidiano

27

EQUILÍBRIO - ÁCIDOS FRACOS

HA + H2O H3O+ + A-

Ka = [H3O+][ A-] MEDIDA DA[HA] FORÇA ÁCIDA

Ka HAc = 1,85 x 10-5 pKa = 4,75

Ka HCN = 4,8 x 10-10 pKa = 9,3

Ka HF = 6,8 x 10-4 pKa = 3,2

28

EQUILIBRIO - BASES FRACAS

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

[ NH4+ ] [OH-]

[ NH3]Kb = = 1,85 X 10 -5

pKb = 4,75

29

FORÇA X ELETRONEGATIVIDADE

Ácido estrutura eletronegatividade pKa

HClO Cl-O-H Cl 3,2 7,53

HBrO Br-O-H Br 3,0 8,69

HIO I-OH I 2,7 10,64

ACIDEZ

30

FORÇA X NÚMERO DE OXIDAÇÃO

Ácido n. ox. Cl pKa

HClO4 +7 forte

HClO3 +5 forte

HClO2 +3 2,00

HClO +1 7,53

ACIDEZ

OBS: maior o número de oxigênio ligado ao átomo central,

maior o n.ox mais forte o ácido

31

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

HBaq H+(aq) + B-

(aq)

onde [H+] = [B-] e [HB] = conc inicial HB – [H+]

][]][[

HBBHKa

−+

=

32

EXEMPLO: Ácido nicotínico C6H5O2N (Ka = 1,4 x 10-5) determine a concentração de H+ em uma solução preparada dissolvendo-se 0,10M de HNic, para formar 1 litro de solução e a % de dissociação do ácido

HNic ↔ H+(aq) + Nic-(aq)0,10 – x x x

[ HNic ] = 0,10 – x ≈ 0,10

Ka = [ x2 ] / [HNic ]então:

x2 = 1,4 x 10-1 → x = 1,2 x 10-3 M = [H+]

% dissociação = %2,1100 =×+

HNicH

33

INDICADORES – ÁCIDOS FRACOS

][]][[ 3

HInInOHKI

−+

=

Moléculas de corantes → coloração depende da concentração de [H3O+] ou [H+]aq da solução

HIn + H2O H3O+ + In-

][][][

3+−

−

=OHK

HInIn I

34

UM INDICADOR: EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE E CORES:

35

H3O+ ↑ HIn >> In- VermelhoH3O+ ↓ In- >> HIn Amarelo-alaranjado

1,0=−

HInIn

vermelho

1=−

HInIn Amarelo-

alaranjado

10=−

HInIn

Amarelo claro

36

37

SAIS – CARÁTER ÁCIDO OU BÁSICOHIDRÓLISE

NaCN + H2O HCN + OH- + Na+

CN- + H2O HCN + OH-

Ac- + H2O HAc + OH-

Ânion solução básica

NH4Cl + H2O NH4OH + H+ + Cl-

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Cátion solução ácida

38

CONCLUSÃO:

- ácidos e bases fortes em água ionizam completamente -eletrólitos

- ácidos e bases fracas geram um equilíbrio (constantes de equilíbrio)

- A água age como ácido ou base de L-B (auto-ionização da água)

- Indicadores são ácidos fracos – geram equilíbrio e cores

- Sais sofrem hidrólise gerando soluções ácidas ou básicas